Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Физическая и коллоидная химия. Практикум. Учебное пособие
.pdf
Решая данное уравнение относительно изменения температуры
А
В
А
А
(
–ТТ Т
) получаем:
21
2
10lg
10lg80
TT T
21
1
lg lg 3
39,9 К или 39,9 С.
Ответ: чтобы скорость реакции возросла в 80 раз, необходимо повысить температуру на 39,9 оС (39,9 К).
4.3. ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО
РЕШЕНИЯ [20, 25–26]
2 ,
1. Во сколько раз изменится скорость реакции
ВАВ
ес-
2
ли концентрацию вещества А увеличить в два раза, а концентрацию
вещества В уменьшить в два раза?
2.
Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества
системе
вещества
0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию
22,АВ АВ чтобы при уменьшении концентрации
2г 2г() () 2 г()
в четыре раза скорость реакции не изменилась?
2
3. В системе
СО С1 СОС1
22
концентрацию СО увеличили с
С1
2
от 0,02 до 0,06 моль/л.
в
2
Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?
4. Как изменится скорость реакции
1, 5O , если увеличить давление в системе в три раза?
2(г)
3Н O N 2NH
2г 2(г) 3(г)()
5. Во сколько раз следует увеличить концентрацию угарного газа в
системе
2СО СО С
, чтобы скорость реакции увеличилась в четы-
2
ре раза?
6. Во сколько раз следует увеличить давление в системе, чтобы
скорость реакции
2NO О 2NO
22
увеличилась в 1000 раз?
7. В два сосуда одной и той же вместимости введены: в первый
один моль газа А и два моля газа В, во второй – два моля газа А и один
моль газа B. Температура в обоих сосудах одинакова. Будут ли различаться скорости реакции между газами А и В в этих сосудах, если скорость реакции выражается уравнениями:
a)
11
[,[] ]k
В
б)
22
2
[][]k АВ ?
71
8. Концентрацию вещества В в реакции
р
р
АВ С
р-р р-р)()
(-
()
уменьшили в два раза. Как надо изменить концентрацию вещества А,
чтобы скорость реакции не изменилась?
9. Как изменится скорость реакции
2 ,АВ АВ если одно-
гг() () 2 г()
временно увеличить в два раза объем системы и концентрацию вещества А в ней?
10. При увеличении концентрации вещества А в два раза скорость
некоторой реакции возрастает в четыре раза. Выберите уравнение реакции, удовлетворяющее этому условию:
а)
в)
2;АВ AВ б)
2г 2г() () ()г
2А B ;
2(г) (г)
АВ BA ;
2г 2г() () 2(г)
г)
2А B С
() ( )2г г (г).
11. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30º скорость реакции возрастает в
15,6 раза?
12. При 150 °С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5, рассчитайте, через какое время закончится эта реакция, если проводить ее
при 200 °С.
13. Некоторая реакция при 100 °С закончилась за 20 с. Как нужно
изменить температуру проведения реакции, чтобы она заканчивалась
за 2 мин 40 с, если = 2?
14. Две реакции при 40 °С протекают с одинаковой скоростью. Температурный коэффициент скорости первой реакции равен двум, а второй трем. Как будут относиться друг к другу скорости реакции при
70 °С?
15. Некоторая реакция при 20 °С заканчивается за 16 мин, а при
70 °С за 0,5 мин. Чему равен температурный коэффициент скорости
реакции?
16. При 150 °С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5, рассчитайте, через какое время закончится эта реакция, если проводить ее
при 80 °С.
17. На сколько градусов нужно повысить температуру реакции, чтобы ее скорость возросла в 90 раз? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3,2.
18. Скорость химической реакции при 20 °С составляет 1 моль/л∙с.
Температурный коэффициент скорости этой реакции равен трем. Чему
будет равна скорость этой реакции при 50 °С?
72
19. Температурный коэффициент скорости реакции равен двум. Рассчитайте, как изменится скорость реакции при понижении температуры со 120 до 80 °С.
20. Скорость некоторой реакции возросла в 25 раз. На сколько градусов была повышена температура реакции, если = 2,5?
21. Вычислить, при какой температуре некоторая реакция закончится за 25 минут, если при Т = 20 оС на это потребуется два часа. Температурный коэффициент скорости реакции равен трем.
22. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции, если
температуру повысить от 40 до 120 оС? Температурный коэффициент
скорости реакции равен двум.
Практическое занятие
Определение зависимости скорости гомогенной
химической реакции от концентрации
реагирующих веществ и температуры [26]
На практическом занятии изучается влияние концентрации реаген-
тов и температуры на скорость гомогенной реакции, протекающей в
растворе между тиосульфатом натрия (
HSO
(
):
24
Na S O + H SO S + SO + H O + Na SO .
22 3 2 4 2 2 2 4
Данная реакция протекает в две стадии. На первой стадии быстро
образуется тиосерная кислота H2S2O3:
Na S O H SO H S O Na SO .
22 3 2 4 22 3 2 4
Na S O
22 3
) и серной кислотой
На второй стадии тиосерная кислота медленно разлагается с обра-
зованием свободной серы:
HSO S SO HO.
22 3 2 2
Таким образом, лимитирующей стадией всего процесса является
вторая стадия реакции. Гомогенная реакция сопровождается выделением коллоидной серы, что проявляется в помутнении раствора. Началом реакции является момент сливания растворов. Условную скорость
реакции считать как величину, обратную времени, необходимому для
образования одного и того же количества серы в каждой из реакций.
73
Цель работы:
– изучить основные законы и правила, позволяющие описать кинетику протекания гомогенных реакций;
– выявить зависимость изменения скорости реакции от концентрации реагентов и температуры;
– построить графики зависимости условных концентраций от скоростей реакций;
– установить частные порядки реакций по реагентам (тиосульфату
натрия и серной кислоте), а также общий порядок реакции;
– рассчитать энергию активации реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.
Материалы и оборудование: баня водяная – 1 шт.; груша резиновая
без наконечника – 1 шт.; колба плоскодонная вместимостью 100 мл –
12 шт.; лист разлинованной бумаги в клеточку формата А5 – 1 шт.; пипетка мерная без делений емкостью 10 мл – 2 шт.; пипетка мерная без
делений емкостью 20 мл – 2 шт.; платформа нагревательная – 1 шт.;
секундомер – 1 шт.; термометр спиртовой на 50 или 100
ния 0,1
о
С – 1 шт.; цилиндр мерный с делениями вместимостью
о
С, цена деле-
50 мл – 1 шт.; вода дистиллированная; 0,05 М раствор серной кислоты
(H
) – 200 мл; 0,3 М раствор тиосульфата натрия (
2SO4
Na S O
22 3
) –
200 мл.
Опыт 1. Определение зависимости скорости гомогенной химиче-
ской реакции от концентрации реагирующих веществ
Порядок проведения опыта:
с помощью мерной пипетки отберите в плоскодонную колбу
1)
10 мл 0,3 М раствора тиосульфата натрия и добавьте 20 мл дистиллированной воды, а в другую такую же колбу другой мерной пипеткой
отберите 10 мл 0,05 М раствора серной кислоты;
2)
поставьте колбу с серной кислотой на лист разлинованной бумаги;
3)
к раствору кислоты прилейте содержимое второй колбы и одно-
временно включите секундомер;
4)
круговым движением перемешайте содержимое колбы;
5) глядя сверху через раствор, отметьте момент исчезновения линий
из поля зрения и запишите время протекания реакции (
при выполнии операций пп. 1–5 проведите эксперимент с объе-
6)
t
) в секундах;
i
мами растворов тиосульфата натрия, серной кислоты и воды, указанными в табл. 4.1
74
Обработка результатов
1. Исходные данные, результаты измерений и расчетов, а также
выводы занесите в табл. 4.1.
Т а б л и ц а 4.1
Результаты определения влияния концентрации расчетов
на скорость реакции
Исходные данные Результаты
Объем, мл измерений расчетов
Раствор
реагента
Na2S2O3 H2SO4 Na
10 10 20
20 10 10
30 10 0
10 10 20
10 20 10
10 30 0
Результаты расчетов
Порядок реакции по веществу
Na2S2O3 H
n1 n2 n
ср m1 m2 mср
Вода
Время
условного
окончания
реакции
(t
), с
i
Na
2SO4
Начальная концен-
трация реагента С
моль/л
H2SO4
2S2O3
Кинетическое
уравнение
изучаемой
реакции
,
0
Реакция имеет
порядок по
2S2O3 H2SO4
Условная скорость
реакции (ν
Выводы
Уравнение
лимитирую-
общий
щей стадии
i
), с–1
2. Рассчитайте начальную концентрацию реагентов в реакционной
смеси по формулам:
(Na S O )
V
CC
(Na S O ) 0,3 ; (H SO ) 0,05 .
0223 024
22 3
VV
смеси смеси
(H SO )
V
24
3. Рассчитайте условную скорость реакции при различных начальных концентрациях реагентов по соотношению
100
i
75
,
t
i
t
где
– время условного окончания реакции, с; 100 – коэффициент
i
пропорциональности, принятый для удобства ведения расчетов и построения графиков.
4. По полученным данным постройте график зависимости в координатах: условная скорость реакции – начальная концентрация тиосульфата натрия.
5. Определите частные порядки реакции (по
Na S O
22 3
и по
HSO
24
методом Вант-Гоффа по уравнениям:
)
2
lg lg
12
nn n
12 ср
lg lg
lg
mm m
12 ср
lg
;;;
C
2
CC
12
5
4
;; .
C
5
C
4
3
C
3
lg
C
lg
C
nn
12
2
6
mm
5
6
5
12
2
6. Напишите в общем виде кинетическое уравнение для изучаемой
реакции, в котором n – порядок реакции по
акции по
HSO
24
.
Na S O
22 3
; m – порядок ре-
7. Приведите кинетическое уравнение реакции в логарифмическом
виде.
8. Зависимость условной скорости реакции от начальной концентрации тиосульфата натрия представьте графически в координатах:
lg() –
lgC
реакции по
Na S O
(
0
Na S O
22 3
). Из полученного графика определите порядок
22 3
.
9. Сравните полученное значение со средним значением, рассчитанным по методу Вант-Гоффа.
10. По полученным результатам напишите кинетическое уравнение
для исследуемой реакции.
11. Сделайте вывод относительно совпадения (или не совпадения)
частных порядков реакции, определенных различными методами, и
общего порядка реакции.
76
Опыт 2. Определение зависимости скорости гомогенной химиче-
ской реакции от температуры
Порядок проведения опыта:
1)
спиртовым термометром замерьте температуру воздуха (
Т
комн
) в
лаборатории;
2)
с помощью мерной пипетки отберите в три плоскодонные колбы
по 20 мл 0,3М раствора тиосульфата натрия, а в три другие такие же
колбы, используя другу мерную пипетку, отберите по 20 мл 0,05 М
раствора серной кислоты;
одну колбу с кислотой поставьте на лист разлинованной бумаги;
3)
из другой колбы быстро прилейте 20 мл 0,3 М раствора тиосуль-
4)
фата натрия и включите секундомер;
круговыми движениями перемешайте смесь и следите сверху че-
5)
рез раствор за его помутнением;
6) остановите секундомер в момент исчезновения линий из поля
t
зрения и запишите время условного окончания реакции (
) в секундах
1
в табл. 4.2;
повторите эксперимент с двумя другими колбами: одна с кисло-
7)
той, а другая с тиосульфатом натрия, нагрев их на водяной бане до
температуры (
Т ), которая на 10 ºС выше, чем комнатная. По до-
комн +10
стижении требуемой температуры опыт повторите, начиная с п. 3 по
п. 6;
8)
повторите этот же эксперимент, повысив температуру обоих
растворов на 20
о
С выше комнатной.
Обработка результатов
1.
Исходные данные, условия проведения опыта, результаты изме-
рений и расчетов, а также выводы занесите в табл. 4.2.
Рассчитайте начальную концентрацию реагентов в реакционной
2.
смеси по формулам:
(Na S O )
V
(Na S O ) 0,3 ; (H SO ) 0,05 .
CC
0223 024
3.
Рассчитайте условную скорость реакции при различных темпе-
22 3
VV
смеси смеси
(H SO )
V
24
ратурах по соотношению
100
i
77
.
t
i
Т а б л и ц а 4.2
Результаты определения влияния температуры на скорость реакции
Исходные данные Условия проведения опыта
Объем раствора
реагента, мл
Na2S2O3 H2SO4 Na2S2O3 H2SO4
20 20
20 20
20 20
Условная скорость
реакции (
1
–1
), c
i
2
3
Концентрация реагентов в смеси С
Результаты расчетов Выводы
Температурный
коэффициент
Вант-Гоффа (
1
2
, моль/л
0
)
i
ср
Температура
реакционной
смеси T
Энергия активации
), кДж/моль
(E
a
, ºC
i
Результаты
измерений
Время условного
окончания
реакции ti, с
Правило
Вант-Гоффа
соблюдается
(или нет)
4. Постройте графики зависимости скорости от температуры в координатах: а) условная скорость (
По значениям условной скорости рассчитайте для данной реак-
5.
) – температура (
i
T
); б)
i
ln – 1/ .
ii
ции температурный коэффициент Вант-Гоффа:
T
212
6.
Рассчитайте энергию активации этой реакции для всего интерва-
;; .
12 ср
12
3
2
ла температур по формуле
3
ln
E
a(расч)
RT T
13
TT
31
1
,
где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/моль ꞏ К;
()ТТ
1комн
,
()ТТ – температуры реакционной смеси, К.
3комн+20
Определите энергию активации по графику зависимости услов-
7.
ной скорости реакции от температуры, построенному в координатах:
ln ;1/ ,
T
ii
8.
и сравните ее с расчетной
Приведите выражение правила Вант-Гоффа и сделайте выводы о
()Е .
ара()сч
выполнении этого правила.
78
5. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ
5.1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Химическое равновесие – состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций,
причём скорости в каждой паре прямая – обратная реакция равны
между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии,
концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не
изменяются со временем [10].
Истинное химическое равновесие помимо равенства скоростей
прямой и обратной реакции и постоянства концентрации при неизменных внешних условиях обладает также следующими свойствами:
1) подвижностью, т. е. способностью самопроизвольно восстанав-
ливаться после небольших смещений, вызванных временным отклонением температуры или давления от заданного значения;
2) возможностью достижения равновесия как со стороны исходных
веществ, так и со стороны продуктов реакции;
3) минимальным значением изобарного потенциала в изобарно-
изотермическом процессе, являющегося фундаментальным термодинамическим условием химического равновесия.
Химические равновесия могут быть разными по механизму, но всегда являются результатом протекания обратимой химической реакции
или обратимого физико-химического процесса и характеризуются величиной константы химического равновесия [16].
Обратимые химические реакции в зависимости от фазового (агрегатного) состояния реагирующих веществ могут быть:
1)
газообразными, если реакция протекает в газовой фазе:
HI 2HI ;
2(г) 2(г) (г)
79
2) жидкофазными, если реакция протекает между жидкими веще-
ствами
C H OH CH COOH CH COOC H H O ,
2 5 (ж) 3 (ж) 3 2 5(ж) 2
или между веществами, находящимися в растворе:
NH OH HCl NH Cl H O ;
4(p) (p) 4(p) 2
3) твердофазными, протекающими по типу топохимических реак-
ций в твердой фазе на границе раздела «твердое исходное вещество –
твердый продукт реакции»:
CuSO 5H O CuSO 3H O 2H O;
42(тв) 42(тв) 2
4)
гомогенными, если все реагирующие вещества находятся в од-
ной фазе:
N3H 2NH ;
2(г) 2(г) 3(г)
гетерогенными, если реагирующие вещества находятся в разных
5)
фазах:
CO C 2CO ..
2(г) (графит) (г)
Равновесие в обратимых химических реакциях описывается законом действующих масс. Если концентрации или парциальные давления веществ – участников реакции сравнительно малы, то закон действующих масс устанавливает постоянство отношений произведения
равновесных концентраций (или парциальных давлений) продуктов
реакции к произведению концентрации (или парциальных давлений)
исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам [13].
Закон действующих масс наиболее просто выводится исходя из
рассмотрения характера изменения скорости прямой и обратной реакции в ходе превращения. Конечный результат выражается постоянным
отношением скорости прямой и обратной реакции и не зависит от исходных концентраций этих веществ. Это отношение представляет собой константу химического равновесия. В общем виде это можно
представить как
aA a A a A a A bB bB bB bB
11 2 2 3 3 11 2 2 3 3kk kk
80
,
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]