Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая и аналитическая химия. Практикум
.pdf
ТТ
К
22
12
10
где
VV
ТТ
12
V
– скорость реакции при температуре Т2;
T
2
V
– скорость реакции при температуре Т1;
T
1
,
g – температурный коэффициент.
TT
12
10
показывает, во сколько раз ско-
Соотношение
V
Т
=
V
12Т
рость при температуре Т2 больше, чем при температуре Т1.
V
Т
2
V
Т
4060
10
2
933
Следовательно, скорость реакции при температуре
600С выше скорости при 400С в 9 раз.
Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы
СО
+ Н2О
(г)
↔ СО
(г)
2 (г)
+ Н
при 8500С равна 1. Вычислите
2 (г)
концентрации всех веществ при равновесии, если исходные
концентрации
С0 (СО) =3 моль/л; Со (Н2О) = 2 моль/л.
Решение. При равновесии скорости прямой и обратной
реакции равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и является константой равновесия данной системы:
V
пр.
=
СС
V
обр.
=
;
ОНСО
2
СКС
НСО
22
К[CO ][H]
Кс =
[CO][H O]
К
2
Кс – константа равновесия системы; равновесные концентрации реагирующих веществ обозначаются формулами
веществ, заключенными в квадратные скобки.
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда
как в выражение Кс входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту
равновесия концентрация СО2 [CO2] = х моль/л. Согласно
51
уравнению реакции, число моль образовавшегося водорода
также х моль/л. Такое же количество моль расходуется СО
и Н2О. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ (моль/л) составят:
[CO2] = [H2] = x; [CO] = (3 – x); [H2O] = (2 – x)
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем
исходные концентрации всех веществ:
2
х
хх
х2= 6–2х – 3х + х2 5х = 6 х = 1,2 моль/л
;1
)2)(3(
Искомые равновесные концентрации составят: [CO2] = 1,2
моль/л; [H2] = 1,2 моль/л; [CO] = 3–1,2 = 1,8 моль/л; [H2O] =
= 2 – 1,2 =0,8 моль/л.
Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора описывается уравнением:
PCl
5 (г)
↔ PCl
3 (г)
+ CI
; ∆Н = +92,59 кДж
2 (г)
Как нужно изменить: а) температуру; б) давление;
в) концентрацию, чтобы сместить равновесие прямой реакции – разложения PCI5?
Решение. Смещением или сдвигом химического рав-
новесия называют изменение равновесных концентраций
реагирующих веществ в результате изменения одного из
условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле-Шателье:
а) так как реакция разложения PCl5 эндотермическая
(∆Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;
б) так как в данной системе разложение PCl5 ведет к увеличению объема, то для смещения равновесия в сторону
прямой реакции надо уменьшить давление;
в) смещения равновесия в указанном направлении
можно достичь как увеличением концентрации PCl5, так
и уменьшением концентрации PCl3 и Cl2.
52
Лабораторная работа № 3.
ВЛИЯНИЕ РАЗЛИЧНЫХ ФАКТОРОВ
НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Цель работы: изучение влияния концентрации и ката-
лизатора на скорость химической реакции; смещение равновесия химической реакции.
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
Для проведения опыта приготовлены два раствора, каждый из которых наливают в отдельную бюретку для измерения точного объёма, в третьей бюретке вода для изменения
исходной концентрации.
Первый раствор: смесь сульфита натрия Na2SO3, H2SO4
и крахмала.
Второй раствор: раствор йодата калия KJO3.
При взаимодействии йодата калия с сульфитом натрия
в кислой среде протекает реакция с образованием свободного йода, который обнаруживается крахмалом.
2KJO3+5Na2SO3+H2SO4=K2SO4+J2+5Na2SO4+H2O
Опыт заключается в практическом определении зависимости времени протекания реакции (Δτ) от изменения концентрации йодата калия (C KJO3) при постоянной концентрации сульфита натрия.
Порядок проведения опыта:
1. В четыре пробирки налейте по 3 мл 1%-го раствора
Na2SO3.
2. В четырёх других приготовьте растворы KJO3 различ-
ных относительных концентраций (табл. 3).
3. С помощью секундомера определите Δτ от момента
сливания приготовленных растворов до появления синего
окрашивания.
4. Результаты наблюдений занесите в табл. 3.
53
Таблица 3
Влияния концентрации йодата калия
на условную скорость реакции
Объем, мл
№
п/п
1 3 2 6
2 3 4 4
3 3 6 2
4 3 8 -
1-й
раствор
Na2SO3KJO3H2O
2-й
раствор
Относительная
концентрация
йодата калия
Время
протекания
реакции Δτ, с
Условная
скорость
реакции
V=1/τ
На миллиметровой бумаге строят график зависимости V
(ось ординат) от С (ось абсцисс).
Масштаб следует выбрать таким образом, чтобы наибольшее значение величин по оси ординат и абсцисс находилось на расстоянии не менее 8 см от начала координат.
В соответствии с законом действующих масс зависимость скорости от концентрации должна выражаться прямой линией, проходящей через начало координат.
Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции
Для выполнения опыта в три пробирки налейте по 3 мл
йодата калия, а в другие три пробирки – по 3 мл сульфита
натрия. Первую пару пробирок поместите в стакан с водопроводной водой. Через 3–4 мин, измерив температуру воды
в стакане, слейте содержимое пробирок и отсчитайте время
с момента сливания до момента появления синего окрашивания.
Вторую пару пробирок поместите в стакан с водой и нагрейте воду до температуры на 11–120С выше той, при которой находилась первая пара пробирок. Проделайте тот же
самый опыт. Третью пару пробирок поместите в стакан с водой на 11–120С выше, чем во второй.
Результаты наблюдений запишите в табл. 4.
54
Таблица 4
Влияние температуры на скорость реакции
№ п/п
Температура
опыта, 0С
Промежуток времени
от начала сливания до
появления окрашивания
Скорость
реакции, моль/с
V=1/τ
На миллиметровой бумаге постройте график зависимости скорости реакции (V) от температуры (t0C). С помощью
этого графика получите величину температурного коэффициента (γ), используя правило Вант-Гоффа. Для этого на оси
температур произвольно выберите две температуры (t1 и t2),
отличающиеся на 100С, а на оси скоростей соответствующие выбранным температурам скорости V1 и V2.
Температурный коэффициент
V
2
g
=
V
1
Опыт 3. Влияние катализатора на скорость химической реакции. Гомогенный катализ
Налейте в пробирку 5 капель 1 н раствора CuSO4 и добавляйте по каплям 6 н раствор NH4OH до образования интенсивно-синего раствора аммиачного комплекса меди (II).
В другую пробирку налейте 6 капель 3%-го раствора
H2O2 и отметьте отсутствие заметного разложения. В эту же
пробирку добавьте по каплям полученный раствор аммиаката меди. Отметьте, изменилась ли интенсивность реакции.
Составьте уравнения реакции образования аммиаката
меди (II) и разложения H2O2. Укажите тип катализа.
Гетерогенный катализ.
Налейте в пробирку 6 капель 3%-го раствора H2O2 и отметьте отсутствие его разложения. Добавьте в пробирку несколько крупинок MnO2. Наблюдайте изменение интенсивности реакции.
Укажите тип катализа.
55
Опыт 4. Смещение равновесия химической реакции
Для опыта удобно воспользоваться следующей реакцией:
FeCl3 + 3NH4CNS = Fe (CNS) 3 + 3 NH4Cl
Из веществ этой системы роданид железа (III) Fe (CNS)3
интенсивно окрашен в красный цвет, в то время как разбавленные растворы FeCl3 окрашены в желтый цвет, а растворы NH4CNS и NH4Cl бесцветны. Поэтому всякое изменение
концентрации Fe (CNS) 3 отражается на окраске. Это позволяет наблюдать, в каком направлении сдвигается равновесие при изменении концентрации реагирующих веществ.
Для проведения опыта налейте в стакан 30–40 мл воды
и добавьте по одной капле NH4CNS и FeCl3, раствор должен
иметь светло-красный цвет (если раствор темно-красный,
его нужно разбавить водой). Полученный раствор разлейте
в четыре пробирки. В первую добавьте две капли FeCl3, во
вторую две капли NH4CNS, в третью насыпьте сухой соли
NH4Cl. Перемешайте содержимое стеклянной палочкой.
Отметьте изменение интенсивности окраски в трёх
пробирках по сравнению с контрольной, дайте объяснения
о смещении химического равновесия.
Напишите математическое выражение закона действующих масс для прямой и обратной реакции и выражение константы равновесия (Кс).
Задания для самостоятельной работы
1. Сформулируйте ЗДМ, приведите его математическое
выражение для указанных систем и вычислите, во сколько
раз увеличится скорость каждой реакции при повышении
давления в ней в 3 раза.
С (к) + О2 (г) = 2СО (г)
2Н2 + О2 (г) = 2Н2О (г)
2СО (г) + О2 (г) = 2СО2 (г)
4Р (к) + 5 О2 (г) = 2Р2О5 (г)
56
2. Сформулируйте правило Вант-Гоффа, приведите математическое выражение, определите, как изменится скорость химической реакции в системе при повышении температуры на 300С, если γ = 3.
3. Определите, как изменится скорость прямой и обратной реакции N2+ 3H2 = 2NH3 при увеличении объема газовой
смеси в 3 раза.
4. Докажите, что увеличение давления в 2 раза смещает
равновесие реакции 2NO + O2 = 2NO и не смещает равновесие реакции N2 + O2 = 2NO.
5. При некоторой температуре равновесие реакции
2NO+O2 = 2NO2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ, моль/л: [NO] = 0,2; [O2] = 0,1;
[NO2] = 0,1. Рассчитайте исходную концентрацию C0 (NO).
6. При температуре 1500С реакция заканчивается за 16
мин. Рассчитайте, за какое время закончится эта реакция
при 2000С, если температурный коэффициент γ = 2.
7. Аммиак является нежелательным загрязнителем воздуха. Реагируя с кислородом, он образует токсичную закись
азота:
4NH3 (г) + 5O2 (г) = 4NO (г) + 6Н2O (г)
Напишите скорость прямой и обратной реакции и вы-
ражение константы равновесия (Кс).
8. Порошок серы защищает виноградную лозу и зреющий виноград от вредителей и болезней, а хранение гроздьев осуществляется в атмосфере оксида серы (IV). Для
перечисленных ниже уравнений реакции напишите выражение скорости прямой и обратной реакции (ЗДМ) и константы равновесия (Кс):
а) S (к) + O2 (г) = SO2 (г)
б) H2S (г) + O2 (г) = S (к) + H2O (г)
в) H2S (г) + O2 (г) = SO2 (г) + H2O (г)
57
9. Напишите выражение константы равновесия (Кс) для
следующих реакций:
а) CO2 (г) + H2 (г) = CO (г) + H2O (г)
б) SnO2 (к) + 2CO (г) = Sn (к) + 2CO2 (г)
в) 2SO2 (г) + O2 = 2SO3 (г)
г) NH4NO3 (к) = N2 (г) + 2H2O (г)
д) H2S (г) + 3O2 (г) = 2H2O (ж) + 2SO2 (г)
10. Определите, какое влияние на равновесную систему
С (к) + СО2 (г) = 2СО (г) ΔН0 = 119,8 кДж окажет: а) добавление СО2; б) добавление С (к); в) удаление СО; г) повышение
температуры.
11. Экзотермическая реакция при температуре 1900С заканчивается за 10 мин. Определите время протекания реакции при 2200С, если температурный коэффициент γ = 3.
12. Определите, как изменится скорость прямой и обратной реакции N2 + 3H2 ↔ 2NH3 при уменьшении давления
газовой смеси в 3 раза.
13. Рассчитайте, как изменится скорость реакции 2NО +
+ О2 = 2NО2 при увеличении концентрации NO в 2 раза; при
одновременном увеличении в 3 раза концентраций NO и O2.
14. Определите, как повлияет изменение температуры
и давления на равновесные системы:
а) N2 + 3H2 = 2NH3 ΔН0 = – 46,4 кДж
б) N2 + О2 = 2NО ΔН0 = 10,9 кДж
15. Определите, куда сместится равновесие в обратимых равновесных системах при повышении температуры,
давления и концентрации исходных веществ:
а) 3H2 (г) + N2 (г) = 2NH3 (г) + ΔH
б) 2NOCl (г) = 2NO (г) + Cl2 (г) – ΔH
в) HI (г) + CH3I (г) = CH4 (г) + I2 (г) + ΔH
58
0
0
0
16. Равновесие гомогенной реакции
4HCl (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + 2Cl2 (г)
установилось при следующих концентрациях реагирующих
веществ моль/л: [H2O] = 0,14; [Cl2] = 0,20; [O2] = 0,32. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода.
17. Исходные концентрации С0 (NO) и C0 (Cl2) в гомогенной реакции 2NO + Cl2 = 2NOCl составляют 0,5 и 0,2
моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту
наступления равновесия прореагировало 20% NO.
18. Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей по реакции 2N2O = 2N2 + O2, равна 5·10–4. Начальная
концентрация N2O равна 6,0 моль/л. Вычислите начальную
скорость реакции и её скорость, когда разложится 50% N2O.
19. Вычислите, во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если температуру понизить от 120 до 800С. Температурный коэффициент реакции
γ = 2.
20. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной реакции CO2 (г) + C (к) = 2CO (г). Рассчитайте,
как изменится скорость прямой реакции, если концентрацию CO2 уменьшить в 4 раза. Как следует изменить давление, чтобы повысить выход CO?
Практическое занятие № 9.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
План темы
1. Сущность теории электрической диссоциации, её основные положения.
2. Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов, солей (средних, основных, кислых, двойных).
3. Сильные и слабые электролиты, их количественная
оценка. Степень и константа электролитической диссоциации (α, Кд).
59
4. Влияние природы растворителя, полярности и поляризуемости связи на процесс электролитической диссоциации.
5. Реакции ионного обмена.
6. Смещение равновесия реакции диссоциации слабых
электролитов.
7. Принцип Ле-Шателье.
8. Закон разбавления Оствальда.
9. Зависимость степени диссоциации от концентрации
и температуры растворов.
10. Сильные кислоты и основания.
Молекулярно-ионные уравнения реакций
обмена между растворами электролитов
Реакции обмена между электролитами практически необратимы и идут до конца в случае образования малорастворимых соединений, слабых электролитов или газообразных
соединений. При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций в молекулярной форме записывают малорастворимые, малодиссоциирущие и газообразные вещества.
Рассмотрим конкретные примеры.
Пример 1. Составить ионное уравнение для реакции
взаимодействия фосфата калия с нитратом меди (II):
а) напишем молекулярное уравнение и, посмотрев таблицу 2 приложения, отметим, что нужно оставить в молекулярной форме:
3Cu (NO3) 2 + 2K3PO4 = Cu3 (PO4) 2↓ + 6KNO
3
сильный сильный осадок сильный
электролит электролит электролит
б) напишем полное ионное уравнение:
3Cu2+ + 6NO
-
+ 6K+ + 2PO
3
3-
= Cu3 (PO4) 2↓ + 6K+ + 6NO
4
-
3
в) одинаковые ионы в правой и левой частях уравнения
исключим, так как они не участвуют в химическом процессе. Получаем сокращенное ионное уравнение:
60
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]