Лабораторные работы.

Работа 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Реакция между серной кислотой и тиосульфатом натрия сопровождается выделением серы и раствор мутнеет:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + SO₂ + H₂O

Данная реакция состоит из следующих стадий:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S₂O₃ (I) (очень быстро)

H₂S₂O₃ = H₂SO₃ + S (2) (медленно)

H₂SO₃ = SO₂ + H₂O (3) (быстро)

Скорость суммарного процесса определяется медленной стадией  разложением тиосерной кислоты (2):  = k^.C(H₂S₂O₃)

Время от начала реакции до момента появления мути зависит от скорости этой реакции. Чем меньше концентрация Na₂S₂O₃, тем больше будет этот промежуток времени (меньше скорость реакции). За скорость можно условно принять величину, обратную времени протекания реакции:  _(усл.) = ¹/_.

71

Выполнение эксперимента:

В три пробирки налейте по 3 мл раствора серной кислоты. В три другие налейте: в первую – 9 мл раствора Na₂S₂O₃, во вторую – 6 мл раствора и 3 мл воды, а в третью – 3 мл раствора Na₂S₂O₃ и 6 мл воды. Затем к каждому из подготовленных растворов прилейте по 3 мл раствора серной кислоты, встряхните и отметьте, через сколько секунд после приливания кислоты появится муть. Результаты запишите в журнал по следующей форме:

№ про-бир-ки	V(p-pa H2SO4)мл	V(p-pa Na2S2O3)мл	V(H2O) мл	Объём смеси, мл	Время появ-ления мути,с	с1	Относит. С(Na2S2O3)
1	3	9	0	12	1 =		3C
2	3	6	3	12	2 =		2C
3	3	3	6	12	3=		1C

Обработка результатов эксперимента

Выразите относительную скорость в виде десятичной дроби, а результаты эксперимента представьте в виде графика зависимости скорости реакции от концентрации. Для этого по горизонтальной оси отметьте три точки, отстоящие от начала координат на 1 с, 2 с и 3 с, где с  произвольно выбранный отрезок, соответствующий единице относительной концентрации. Из каждой точки восстановите перпендикуляр, длина которого пропорциональна величине относительной скорости реакции. Линия, соединяющая верхние концы перпендикуляров, будет выражать собой графическую зависимость скорости реакции от концентрации. Сформулируйте вывод, характеризующий результат эксперимента.

72

Работа 2. Зависимость скорости реакции от температуры.

Выполнение эксперимента.

Налейте в три пробирки по 6 мл раствора Na₂S₂O₃, а в другие три  по 6 мл раствора H₂SO₄ и разделите их на три пары по пробирке с растворами тиосульфата и серной кислоты в каждой паре. Растворы первой пары пробирок слейте при комнатной температуре (лучше раствор Na₂S₂O₃ к раствору H₂SO₄), одновременно включите секундомер и отметьте время появления мути. Растворы второй пары нагрейте на 10⁰С, а третьей пары  на 20⁰С выше комнатной температуры. Для этого поместите соответствующую пару пробирок в химический стакан с водой и нагрейте последний до требуемой температуры. За температурой следите по термометру, опущенному в воду. Сливайте по-парно содержимое пробирок и отмечайте, через сколько секунд появится муть. Результаты запишите в журнал по форме:

№ пробирок	V(р-ра H2SO4), мл	V (р-ра Na2S2O3), мл	t0 С	Время появления мути, с	отн = 1/, с1
1	6	6	ком. t0C		1=
2	6	6	+100		2=
3	6	6	+200		3=

Обработка результатов эксперимента.

Результаты выразите в виде графика, аналогично работе №1. По горизонтальной оси отметьте три точки, соответствующие трём значениям температур (t⁰_ком., +10⁰, +20⁰). Сделайте вывод о том, как зависит скорость изучаемой реакции от температуры.

Работа 3. Зависимость скорости реакции от концентрации катализатора.

Ионы Сu²⁺ повышают скорость разложения тиосерной кислоты.

73

Выполнение эксперимента.

В три пробирки налейте из бюретки по 1 мл раствора Na₂S₂O₃, затем в одну из них прибавьте 1 мл раствора катализатора (раствор СuSO₄) и 3 мл воды; во вторую  2 мл раствора катализатора и 2 мл воды; в третью  3 мл раствора катализатора и 1 мл воды. Таким образом, во всех трех пробирках будет по 5 мл раствора с одинаковой концентрацией Na₂S₂O₃, но с разной концентрацией СuSO₄.

Рассчитайте концентрацию Na₂S₂O₃ и ионов Сu²⁺ в приготовленных растворах.

В три другие пробирки налейте по 5 мл раствора H₂SO₄. Затем попарно смешайте приготовленные растворы Na₂S₂O₃ и H₂SO₄. По секундомеру отметьте время от момента смешивания до помутнения раствора. Полученные результаты запишите в журнал по форме:

№ пробирок	Концентрация ионов Сu2+, моль/л	Время появления мути, с	отн = 1/, с–1
1
2
3

Обработка результатов эксперимента.

Рассчитайте условную скорость реакции при различных концентрациях Сu²⁺. Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации катализатора. На основании полученной зависимости сделайте вывод о влиянии ионов Сu²⁺ на скорость разложения тиосерной кислоты.

ЗАНЯТИЕ 9

Тема: Химическое равновесие.

Химическое равновесие устанавливается в системах, в которых протекают обратимые химические реакции. Количественно оно характеризуется константой равновесия (K).

74

Для гомогенной реакции общего вида: аА + вВ ↔ сС + dD

K_с = , где

[A], [B], [C], [D]  равновесные молярные концентрации веществ A, B, C и D.

Для гетерогенной реакции вида:

1) A_(г) + 2B_(ТВ) ↔ AB_2(ж) K_с =

2) А_(г) + 2В_(ж) ↔ АВ_2(ж) K_с =

3) А_(ж) + 2В_(тв) ↔ АВ_2(ж) K_с =

Таким образом, концентрация твёрдого вещества (всегда), жидкого (в реакциях с газами) не входит в выражение константы равновесия, как и в кинетическое уравнение химической реакции.

Константа равновесия, равная отношению констант скоростей прямой (k₁) и обратной (k₂) реакции зависит от температуры и от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации:

K = .

На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газов  и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрации всех реагирующих веществ изменяются до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при других значениях равновесных концентраций. Такой переход называется сдвигом или смещением химического равновесия.

О направлении сдвига равновесия судят по принципу Ле Шателье, в соот-ветствии с которым увеличивается скорость той реакции (прямой или обрат-ной), которая ослабляет внешнее воздействие. Действительно, если увеличить, например, концентрацию [С], то должна уменьшиться концентрация [D], и

75

увеличиться концентрация [А] и [В], т.е. это приведёт к смещению равновесия в сторону исходных веществ.

Задачи с решениями.

1. При состоянии равновесия в системе N_2(г) + 3H_2(г) ↔2NH_3(г); Н = 92,4кДж концентрации веществ равны: [N₂] = 3моль/л; [H₂] = 9моль/л; [NH₃] = 4моль/л. Определите: а) константу равновесия реакции; б) исходные концентрации N₂ и H₂; в) в каком направлении сместится равновесие с ростом температуры; с уменьшением объёма реакционного сосуда?

Решение:

а) K_с = = 0,0073.

K_с << 1, т.е. равновесие смещено влево, преобладает обратная реакция.

б) исходная концентрация вещества складывается из прореагировавшей и равновесной:

C(N₂) = C^(N₂) + [N₂]

C(H₂) = C^(H₂) + [H₂]

Из уравнения реакции видно, что для образования 2 моль NH₃ расходуется 1 моль N₂ и 3 моль Н₂. Т.к. в момент равновесия [NH₃] = 4 моль/л, то С^(N₂) = 2 моль/л; C^(H₂) = 6 моль/л.

C(N₂) = 3 + 2 = 5 (моль/л),

C(H₂) = 9 + 6 = 15 (моль/л).

в) при увеличении температуры равновесие сместится влево, в сторону эндотермической реакции; при уменьшении объёма реакционного сосуда увеличивается давление и равновесие смещается вправо, в сторону уменьшения числа молей газовой смеси.

Ответ: K_с = 0,0073; 5 моль/л N_2, 15 моль/л Н₂.

2. Константа равновесия реакции FeO_(K) + CO_(г) Fe_(K) +CO_2(г) при некоторой

76

температуре равна 0,5. Найдите равновесные концентрации CO и CO₂, если начальные концентрации составляли: C(CO₂) = 0,05 моль/л; C(CO₂) = 0,01 моль/л.

Решение: K_с = = 0,5.

Пусть х моль СО прореагировало, тогда по уравнению реакции из х моль СО получилось х моль СО₂.

[CO] = C(CO)  C'(CO) = (0,05  х) моль/л

[CO₂] = C(CO₂)  C'(CO) = (0,01 + х) моль/л

K_с = = 0,5

(0,01 + х) = 0,5(0,05  х); 0,01 + х = 0,025  0,5х; 1,5х = 0,015;

х = = 0,01

[CO] = 0,05  0,01 = 0,04 (моль/л)

[CO₂] = 0,01 + 0,01 = 0,02 (моль/л)

Ответ: [CO] = 0,04 M, [CO₂] = 0,02 M.

3. При отравлениях арсенатами в крови обнаруживают ионы, способные замещать ионы в процессе метаболизма. Рассчитайте равновесную кон-центрацию ионов в водном растворе, если [ ] = 10^4 моль/л, а константа равновесия для реакции ↔ H⁺+ при 25⁰ равна 10^12.

Решение:

1) По закону действующих масс: K_с = = 10^12.

2) По уравнению реакции: ↔ H⁺ +

77

[ ] = [H⁺] и пусть равно х моль/л, тогда K_с = = 10^12.

x = = 10^8 моль/л.

Ответ: 10^8 моль/л.

4. Чему равна массовая доля водорода и йода, превращающихся в йодоводород, если они взяты в реакцию по 1 моль каждый, а константа равновесия при температуре опыта равна 4?

Решение:

Составим таблицу: H₂ + I₂ ↔ 2HI

Взято, моль/л 1 1

К моменту равновесия прореагировало х х

Осталось 1х 1х

Образовалось 2х

Если равновесные концентрации водорода и йода составляют 1  х, а йодоводорода 2х моль/л, то

K_с = = 4, х = 0,5 (моль/л).

Таким образом, массовые доли Н₂ и I₂, превратившихся в HI, равны и составляют 50%.

Ответ: 50%.

5. Для реакции 2 CO₂ ↔ 2CO + O₂ при 2000⁰С состав равновесной смеси выражается объёмными долями: 85,2% CO₂, 9,9%CO и 4,9%O₂, а общее давление в системе составляет 101,3 кПа. Чему равна константа равновесия этой реакции при данной температуре, выраженная через:

а) парциальные давления реагирующих веществ (K_p),

б) их молярные концентрации (K_с)?

78

Решение:

Парциальное давление газа равно общему давлению, умноженному на объёмную долю газа в смеси, поэтому:

а) р(CO₂) = 101,3^.0,852 = 86,3 (кПа)

б) p(CO) = 101,3^.0,099 = 10,0 (кПа)

в) p(O₂) = 101,3^.0,049 = 4,9 (кПа)

K_p = = 0,067.

Для данной реакции n = 32= 1. Тогда K_c = =3,6.

Ответ: K_p = 0,067; K_c = 3,6.

6. Какими способами в системе: 2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃  H можно смещать равновесие в сторону большего выхода SO₃ при заданной концентрации SO₂?

Решение:

По принципу Ле Шателье это достигается:

а) повышением концентрации О₂;

б) уменьшением концентрации SO₃ (удаления из сферы реакции);

в) повышением давления;

г) понижением температуры до такого ее значения, при котором скорость реакции еще достаточна для относительно быстрого достижения равновесия.