
- •Методические указания
- •270800.62 – Строительство
- •26.08.2011 Г. Протокол №1
- •Лабораторный практикум
- •Общие правила работы в лаборатории
- •Правила пользования реактивами и приборами
- •Меры предосторожности
- •Оказание первой помощи
- •Техничка лабораторных работ и оборудование Посуда и оборудование
- •Квалификация реактивов
- •Правила работы с химическими реактивами
- •Мытье посуды
- •Измерение объемов
- •Нагревание
- •Измельчение вещества
- •Фильтрование
- •Центрифугирование
- •Сушка в эксикаторе
- •Очистка газов
- •Классы неорганических соединений
- •Лабораторная работа № 1 классы неорганических соединений
- •Требования по технике безопасности
- •4. Возможно получение кислой соли по реакции:
- •Строение атома и периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •Химическая связь и строение молекул
- •Химическая термодинамика
- •Тепловые эффекты химических реакций
- •Термохимические уравнения
- •Закон Гесса
- •Термохимические расчеты
- •Решение
- •Решение
- •Лабораторная работа № 2 Определение изменения температуры в калориметре в результате растворения навески кристаллогидрата в воде
- •Устройство калориметра
- •Определение истинного изменения температуры в калориметре при термохимическом процессе
- •Порядок выполнения
- •Скорость химических реакций
- •Смещение химического равновесия при изменении внешних условий
- •Химическое равновесие
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Лабораторная работа № 5 приготовление раствора
- •Требования по технике безопасности
- •Растворы электролитов
- •Слабые электролиты. Константа и степень диссоциации
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •Реакции обмена в растворах электролитов
- •Лабораторная работа № 6 электролитическая диссоциация реакции обмена в растворах электролитов
- •Степень и константа гидролиза
- •Ступенчатый гидролиз
- •Лабораторная работа № 7
- •Окислительно-восстановительные реакции Степени окисления. Окисление и восстановление
- •Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •Окислители и восстановители
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Лабораторная работа № 8 окислительно-восстановительные реакции
- •Требования по технике безопасности
- •Металлы
- •Лабораторная работа № 9 общие свойства металлов
- •Коррозия металлов
- •Защита металлов от коррозии
- •Лабораторная работа № 10 коРрОзИя металлов
- •Неметаллы
- •Лабораторная работа № 11 свойства неметаллов и их соединений
- •Адсорбция
- •Применение процессов сорбции в промышленности
- •Сорбционные методы удаления токсичных веществ из организма
- •Сорбция химических веществ в океане
- •Поглотительная способность почвы
- •Лабораторная работа № 12 Изучение адсорбции веществ из растворов
- •Методика проведения опыта
- •Методика проведения опыта
- •Смачивание
- •Лабораторная работа № 13 Смачивание
- •Методика проведения опыта
- •Методика проведения опыта
- •Элементы органической химии
- •Лабораторная работа № 14 взаимопревращения различных классов органических соединений
- •Список литратуры
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:
раствором тиосульфата натрия Na2S2O3 (
);
раствором серной кислоты H2SO4;
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 pV= RT или p = cRT, 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 Кр=КсRT.
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.