МИНОБРНАУКИ РОССИИ

САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЭЛЕКТРОТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

«ЛЭТИ» ИМ. В.И. УЛЬЯНОВА (ЛЕНИНА)

Кафедра физической химии

ОТЧЕТ

по лабораторной работе №3 по дисциплине «Химия»

ТЕМА: СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Студент гр. 8091		Гришин И.Д.
Преподаватель		Бугров А.Н.

Санкт-Петербург 2019

Цель работы.

Изучение влияния концентрации реагирующих веществ и температуры на скорость гомогенной химической реакции.

Основные теоретические положения.

Согласно закону действия масс, при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая из концентраций участвует в степени, равной стехиометрическому коэффициенту перед формулой данного вещества в уравнении реакции. Например, скорость реакции

𝑚𝐴 + 𝑛𝐵 → ⋯

записывается следующим образом:

𝜈 = 𝑘[𝐴]^𝑚[𝐵]^𝑛

𝑘	Константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и температуры
[𝐴], [𝐵]	Концентрации реагирующих веществ,
𝑚, 𝑛	Стехиометрические коэффициенты

Скорость большинства гомогенных реакций согласно эмпирическому правилу Вант-Гоффа при повышении температуры на 10 °С увеличивается в 2-4 раза:

𝜈_{𝑡 2} = 𝜈_𝑡1𝛾

𝑡₂−𝑡₁ 10

𝜈𝑡1, 𝜈𝑡 2	Скорости при температурах 𝑡1 и 𝑡2
𝛾	Температурный коэффициент скорости реакции, принимающий значения 2-4 для большинства реакций.

Условием протекания реакции является столкновение молекул, однако результативными оказываются те столкновения, в которых принимают участие так называемые активные молекулы.

При повышении температуры энергия вещества возрастает и перераспределяется между молекулами таким образом, что значительно увеличивается число активных молекул.

Избыточная энергия носит название энергии активации.

Активные молекулы – молекулы, которые в момент столкновения обладают некоторым избытком энергии над средней энергией частиц.

Энергия активации реакции – минимальная энергия, которой должны обладать реагирующие частицы (в расчете на 1 моль), чтобы столкновение между ними привело к реакции.

𝐸	Энергия активации,
𝑅	Газовая постоянная,
𝑇2, 𝑇1	Абсолютная температура, К

Для приближенных расчетов: ^𝑘2 = ^𝜈𝑡2

𝑘₁ 𝜈_𝑡1

Ход работы.

Опыт 7.1. Зависимость скорости реакции от концентрации 𝑁𝑎₂𝑆₂𝑂₃.

В шесть больших пробирок согласно заданию, приведенному в табл. 7.1, налить 2% раствор 𝑁𝑎₂𝑆₂𝑂₃ и воду. Затем в шесть маленьких пробирок налить по 5 мл 2 % раствора 𝐻₂𝑆𝑂₄

В первую большую пробирку с раствором 𝑁𝑎₂𝑆₂𝑂₃ долить 5 мл раствора

𝐻₂𝑆𝑂₄ (из маленькой пробирки) и замерить секундомером время протекания реакции: через несколько секунд 𝜏₁ после сливания растворов наблюдается появление серы (помутнение раствора).

𝑁𝑎₂𝑆₂𝑂₃ + 𝐻₂𝑆𝑂₄ + 𝐻₂𝑂 → 𝑁𝑎₂𝑆𝑂₄ + 𝐻₂𝑆₂𝑂₃

𝐻₂𝑆₂𝑂₃ → 𝑆𝑂₂ + 𝑆 + 2𝐻₂𝑂

С последующими пробирками проделать аналогичные опыты, замерить время протекания реакции.

Результаты шести измерений (𝜏₁– 𝜏₆) записать в табл. 7.1.

Опыт 7.2. Зависимость скорости реакции от температуры.

Налить в одну пробирку 10 мл раствора 𝑁𝑎₂𝑆₂𝑂₃ в другую 10 мл раствора

𝐻₂𝑆𝑂₄. Обе пробирки закрепить зажимами с деревянными рукоятками и опустить в водяной термостат.

После выдержки пробирок в термостате при температуре 𝑡₁ в течение 5-7 мин слить вместе содержимое обеих пробирок, отметив время 𝜏₁ от момента сливания до помутнения раствора.

Проделать аналогичные опыты при температурах 𝑡₂ и 𝑡₃. Температура задается преподавателем.

Результаты наблюдений 𝜏₁, 𝜏₂, 𝜏₃ при температурах 𝑡₁, 𝑡₂, 𝑡₃ записать в табл. 7.2.

Обработка результатов.

Табл. 7.1

№	Объём, мл			Концентрация 𝑁𝑎2𝑆2𝑂3		τ, с		Относ. скорость реакции (ν)
	𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 + 𝐻2𝑂 (a) (b)	𝐻2𝑆𝑂4 (c)
1	5+15	5	0,20		109		1,0000
2	8+12	5	0,32		80		1,3625
3	10+10	5	0,40		60		1,8167
4	13+7	5	0,52		52		2,0962
5	16+4	5	0,64		33		3,3030
6	20+0	5	0,80		26		4,1920

Табл. 7.2

№	Объём, мл		t, ºC	τ, с	Относ. скорость реакции (ν)
	𝑁𝑎2𝑆2𝑂3	𝐻2𝑆𝑂4
1	10	10	36	20	1,0000
2	10	10	46	14	1,4286
3	10	10	56	8	2,5000

Чтобы убедиться в верности экспериментов необходимо сопоставить

с теоретическими расчётами:

Во всех случаях температуры коэффициент примерно равен ( следовательно опыты из таблицы 7.2 верны.

1. График 7.1

По следующему графику можно сказать, что зависимость скорости реакции от концентрации исходного вещества растёт по экспоненте (синяя линия).

­

По следующему графику можно сказать, что зависимость скорости реакции от концентрации исходного вещества растёт по экспоненте (черная линия).

2. График 7.2

График зависимости скорости реакции от температуры схож с графиком логарифма (синяя линия).

3.

Вывод.

Проведя рад опытов убедился в том, что скорость химической реакции зависит как от концентрации исходного вещества, так и от температуры среды реакции.

Убедился в верности расчётов 7.2 путём сравнения экспериментальных значений с теоретическими.