1383

молинейный характер. Линейная зависимость скорости реакции от кон-

центрации Na2S2O3 свидетельствует о том, что порядок реакции по тио-

сульфату натрия равен 1

Вывод: в выводе следует отразить характер влияния изменения концентра-

ции Na2S2O3 на скорость реакции, величину порядка реакции по Na2S2O3 и

записать выражение закона действующих масс для изучаемой реакции.

Лабораторная работа №2

Влияние температуры на скорость реакции.

Цель работы: изучение влияния температуры на скорость реакции между

Na2S2O3 и H2SO4 и определение среднего температурного коэффициента ре-

акции.

Изучаемая реакция описывается уравнением

Через некоторое время после смешивания растворов Na2S2O3 и H2SO4 наблю-

дается помутнение смеси. Время от момента сливания растворов до появле-

ния помутнения зависит от скорости реакции. Чем меньше это время, тем

выше скорость реакции.

10

относительных значений скорости можно взять любое число, в данной работе

возьмем const = 100.

Экспериментальная часть

1.В четыре пробирки налейте по 5 мл раствора H2SO4 . В другие четыре пробирки налейте по 5мл раствора Na2S2O3 .

2.Поставьте пару пробирок (одна с H2SO4 , другая с Na2S2O3) в стакан с го-

рячей водой (~60-65оС) и поместите в стакан термометр.

3.Через 2 минуты запишите показания термометра в таблицу и перелейте содержимое одной пробирки в другую. Одновременно включите секундо-

мер. Оставьте пробирку со смесью растворов в стакане.

4.Как только заметите начало образования осадка, выключите секундомер и запишите время реакции в таблицу.

5.Доливая холодную воду в стакан, понизьте температуру воды в стакане на

8-10оС и поместите в него вторую пару пробирок. Повторите опыт при че-

тырех температурах, отличающихся друг от друга на 10о. Время реакции и температуру заносите в таблицу 2. Температуру нужно отмечать на мо-

мент сливания растворов.

Таблица 2

Влияние температуры на скорость реакции

6.Постройте график зависимости W (ось ординат) от toC (ось абсцисс). Кри-

вая должна иметь вид параболы, без перегибов.

7.Выберите две температуры, отличающиеся на 10о, и определите по графи-

ку соответствующие им значения скоростей. Поделите большую скорость

11

на меньшую, рассчитайте γ1 (температурный коэффициент) для данного

интервала температур.

8.Для других температур рассчитайте γ2 и γ3. Выбирайте температуры с разницей 10о.

9.Рассчитайте средний температурный коэффициент для всего интервала

температур, в котором проводились измерения.

γ = γ 1 + γ 2 + γ 3

3

Вывод: в выводе оцените характер влияния температуры на скорость изу-

чаемой реакции и напишите выражение правила Вант-Гоффа с получен-

ным значением γ для данной реакции.

Лабораторная работа №3 Влияние катализатора на скорость реакции

Цель работы: изучить влияние концентрации катализатора (K2Cr2O7) на скорость разложения пероксида водорода (Н2О2).

Чистый Н2О2 разлагается медленно, но реакция сильно ускоряется в присутствии солей металлов переменной валентности, таких как железо,

хром, марганец и др.

Н2О2 (ж) = Н2О(ж) + ½О2 (г)

Разложение при комнатной температуре описывается уравнением ре-

акции первого порядка. Скорость реакции проще всего измерять по объему выделяющегося кислорода.

Исследования проводятся на установке, изображенной на рис.2.

12

Рис.2. Установка для изучения скорости разложения пероксида водорода.

Установка состоит из реакционного сосуда (1), закрытого резиновой пробкой с газоотводной трубкой, бюретки (2) для сбора газа, сообщающегося сосуда

(3), крана (4).

Экспериментальная часть

1.10 мл раствора пероксида водорода определенной концентрации, залива-

ется в длинное колено сосуда, а в короткое колено сосуда заливается 6

мл 1%-го раствора катализатора K2Cr2O7, не допуская попадание раство-

ра катализатора в колено с Н2О2. Сосуд осторожно закрываем резиновой пробкой, соединенной с газоотводным шлангом.

2.При открытом кране 4 поднимаем вверх уравнительный сосуд 3, до тех пор, пока уровень жидкости в бюретке не поднимется до нулевой отмет-

ки. После этого кран 4 нужно закрыть.

3.Смешать раствор катализатора и пероксида водорода и одновременно включить секундомер. Выделяющийся в результате реакции кислород будет вытеснять жидкость в бюретке, понижая её уровень. Не прекращая перемешивание реакционной смеси, через 1 минуту определяем объем выделившегося кислорода. Для этого при каждом измерении уравни-

тельный сосуд опускается, так, чтобы в бюретке 2 и уравнительном со-

суде 3 установились одинаковые уровни жидкости. Результаты заносятся

в таблицу. Измерения прекращаются после того как выделится не менее

20 мл кислорода и скорость выделения сильно замедлится.

4. После окончания первого опыта провести еще два, уменьшая концентра-

цию катализатора. Для этого во втором опыте в короткое колено сосуда заливается 3 мл раствора катализатора и 3 мл воды. В третьем опыте

13

взять два мл катализатора и 4 мл воды. Таким образом концентрации ка-

тализатора K2Cr2O7 в опытах будут соответственно 1%, 05% и 0,33%.

5.Результаты опытов представить в виде графиков в координатах V мл (ось y) от t мин. (ось х).

6.По уравнению реакции вычислите объем кислорода, который должен вы-

делиться при полном разложении всего взятого количества пероксида водорода (ρН2О2= 1г/см3).

Таблица 3

Влияние концентрации катализатора на скорость разложения перокси-

да водорода.

на скорость разложения пероксида водорода.

Вопросы и задания

1. Вставьте пропущенные термины и необходимые формулы.

текающих с участием твердых веществ, скорость зависит от

14

ростом температуры увеличивается число молекул, энергия которых больше или равна энергии активации. Энергия активации – это

2. Скорость реакции гомогенной жидкофазной химической реакции за-

висит от

1) концентраций реагирующих веществ;

15

2)от площади поверхности твердого вещества;

3)от давления газа;

4)от присутствия катализатора.

3. Кинетическое уравнение элементарной реакции 2А(г) + В2(г) = 2 АВ(г)

имеет вид

1. w= kCACB2 ; 2. w= kC2ACB2 ; 3. w= kC2ACB2 ; 4. w= kC2AВ

4. Среди приведенных уравнений элементарных реакций уравнением мономолекулярной реакции является

1. А+В=АВ; 2. АВ=А+В; 3. А+В+С=АВС; 4. А2+В=А2В

5. При повышении давления в системе 2А(г)+В2(г) =2АВ(г) в 2 раза ско-

рость прямой реакции

6. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. При пониже-

нии температуры на 300С скорость реакции

1) уменьшится в 30 раз; 2) увеличится в 3 раза; 3) увеличится в 9 раз; 4) уменьшится в

27 раз.

7. Значения энергии активации двух реакций Еа(1)>Еа(2). Соотношение значений констант скорости этих реакций

1. k(1)>k(2); 2. k(1)<k(2); 3. k(1)=k(2).

8. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. Скорость ре-

акции уменьшится в 8 раз при изменении температуры

1) от 300С до 500С; 2) от800С до 500С; 3) от 500С до 580С; 4) от 500С до 800С.

9. Увеличение скорости элементарной реакции А2(г)+2В(г)= 2АВ(г) в 100

раз возможно при

1) увеличении концентрации вещества В в 100 раз; 2) увеличением концентрации вещест-

ва А 2 в 10 раз; 3) увеличением концентрации вещества В в 10 раз; 4) одновременным уве-

личением концентраций веществ А2 и В в 10 раз.

10. Порядок элементарной реакции 2NOCl(г)→ 2NO(г)+Cl2(г) по NOCl ра-

вен

1) 1; 2) 2; 3) 1⁄2; 4) может быть определен только экспериментально.

16

11. Вещество, уменьшающее значение константы скорости реакции, на-

зывается

1) катализатор; 2) ингибитор; 3) стабилизатор; 4) инициатор.

12. Реакцией нулевого порядка по одному из веществ является процесс

1) Cu(тв)+O2(г)=CuO(тв); 2) H2(г)+0,5O2(г)=H2O(г); 3) N2O(г)= N2(г)+O(г);

4) HCl(р-р)+NaOH(р-р)=NaCl(р-р)+H2O(ж)

13. Закон действующих масс отражает зависимость

1) масс веществ до и после реакции; 2) скорости реакции от температуры; 3) скорости от

концентраций реагирующих веществ; 4) скорости реакции от массы катализатора.

14. Скорость реакции при возрастании температуры от 300С до 400С

увеличилась в 3 раза.

При 300С реакция завершалась за 60 с, при 400С она завершится за

1) 20 с; 2) 80 с; 3) 120 с; 4) 180 с.

15. С ростом температуры возрастает скорость реакций

1) экзотермических; 2) эндотермических; 3) гомогенных; 4) любых.

16. Объясните, что означают термины: константа скорости, порядок реак-

ции, молекулярность реакции. Когда порядок и молекулярность различают-

ся? В чем разница между реакциями нулевого, первого и второго порядка?

17. Поясните следующие утверждения:

а) при комнатной температуре водород не реагирует с хлором в отсутствии ультрафиолетового света;

б)невозможно назвать порядок реакции по её стехиометрическому уравне-

нию;

в) частота столкновений между молекулами в газовой фазе пропорциональна квадратному корню из значения абсолютной температуры, почему увеличе-

ние температуры на 100 обычно удваивает скорость реакции?

18. Энергия активации реакции равна 10кДж/моль. Как изменится ско-

рость реакции при повышении температуры от 270С до 370С?

17

Литература

1.Киреев В.А. Кpаткий куpс физической химии / В. А. Киpеев. - М.: Химия, 1978. - 624 с.

2.Еремин Е.Н. Основы химической кинетики / Е.Н.Ерёмин. - М.: Высш.

шк., 1976.- 226с.

3.Рэмсден Э.Н. Начала современной химии / Э.Н.Рэмсден. – Л.: Химия, 1989. – 783 с.

4.Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия / А.Г.Стромберг, Д.П.

Семченко. – М.: Высш. шк., 2001. – 527 с.

18

Митрофанова Светлана Валерьевна

Захарова Ольга Михайловна

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Учебно-методическое пособие по выполнению лабораторных работ по дисциплине «Химия»

для обучающихся по направлению подготовки

09.03.02 Информационные системы и технологии

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования «Нижегородский государственный архитектурно-строительный университет»

603950, Нижний Новгород, ул. Ильинская, 65.

http://www. nngasu.ru, srec@nngasu.ru

19