Скорость реакции

Федеральное агентство по образованию

Нижегородский государственный университет

им. Н.И.Лобачевского

Химический факультет

Кафедра неорганической химии

Скорость химических реакций и химическое равновесие

Отчёт о лабораторной работе

Преподаватель:

Р.М.Шапошников

Студенты группы 211 (II):

Т. Г. Огурцов,

О. А. Шилягина

Нижний Новгород, 2008

Задания лабораторной работы:

1. Влияние концентрации реагирующих веществ, температуры и катализатора на скорость химической реакции.

Влияние концентрации реагирующих веществ, температуры и катализатора на скорость химической реакции

Цель работы: оценить влияние концентрации реагирующих веществ, температуры и катализатора на скорость химической реакции.

Оборудование и реактивы: пробирки, пипетки, резиновая груша, стеклянные стаканы, термометр, лакмусовая бумага, бюретка, уравнительный цилиндр, двурогая пробирка, дистиллированная вода, 0,1Н раствор тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃), 0,1Н раствор серной кислоты (H₂SO₄).

Теоретическая часть:

Скорость химической реакции зависит от природы веществ, от концентрации реагирующих веществ, от температуры и от катализатора. Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается правилом Вант – Гоффа: «При увеличении температуры на каждые десять градусов, скорость химической реакции изменяется в соответствии с температурным коэффициентом». Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Более точным является уравнение Аррениуса:

k = A∙e ^–Ea/RT, где

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная;

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.

В упрощенном виде механизм действия катализатора можно представить следующим образом. Изменение энергии активации реакции происходит за счет образования катализатором К с одним из реагентов А промежуточного соединения АК:

A + K = AK

AK + B = AB + K

Суммарная реакция: A + B = AB

Практическая часть:

1. В 4 чистые пробирки налили различное количество воды, затем в эти же пробирки налили различное количество 0,1Н раствора тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃);

2. В 4 другие пробирки налили по 6 мл. 0,1Н раствора серной кислоты (H₂SO₄);

3. Приливали по очереди серную кислоту в пробирки с тиосульфатом натрия и водой. При этом засекали по секундомеру, через сколько времени раствор помутнеет, т.е. через какой промежуток времени сера выпадет в осадок. То есть произойдёт реакция: Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ S + SO₂ + Na₂SO₄ + H₂O

4. Результаты занесли в таблицу:

Таблица №1

№ пробирки	Объём вещества, мл.			Концентрация, моль/л.		t, сек.	1/ t, cек-1
	Na2S2O3	Н2О	H2SO4	Na2S2O3	H2SO4
1	6	0	6	0,05	0,05	39	0,026
2	4	2	6	0,033	0,05	52	0,019
3	3	3	6	0,025	0,05	72	0,014
4	2	4	6	0,016	0,05	117	0,008

Выражение закона действующих масс в общем виде выглядит так:

Найдём скорость химической реакции

, значит закон действующих масс для этой реакции будет выглядеть следующим образом:

5. Построим график зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия в координатах С(моль/литр) - 1/t (с^-1) (рис.1)

1/t, с^-1

рис.1

C, моль/литр

Вывод: По графику зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия (рис.1) видно, что скорость химической реакции увеличивается при повышении концентрации реагирующих веществ, согласно закону действующих масс (в нашем случае при повышении концентрации тиосульфата натрия, так как концентрация серной кислоты всегда оставалась неизменной).

6. В две чистые пробирки налили по 1,5 мл. 0,1Н растворов тиосульфата натрия и серной кислоты соответственно;

7. Смешивали содержимое этих пробирок и по секундомеру засекали время через сколько раствор помутнеет;

8. Такую операцию проводили ещё 2 раза, но при температуре на 10 и 20ºС выше, чем в первом опыте. Температуру растворов измеряли термометром;

9. Результаты измерений занесём в таблицу:

Таблица 2

№ опыта	T, K	1/T	t, cek	1/t	ln(1/t)	γ
1	298	0.00335	70	0.01428	-4.248	2.16
2	308	0.00324	32	0.0313	-3.464	2.16
3	318	0.00314	15	0.0666	-2.708	2.16

П

1/t, с^-1

остроим график зависимости скорости реакции от температуры в координатах 1/t (с^-1) – Т(К) (рис.2)

рис.2

Т, К

Вывод: По графику зависимости скорости реакции от температуры (рис. 2) видно, что скорость химической реакции возрастает при повышении температуры.

Температурный коэффициент Вант - Гоффа Ω рассчитаем методом наименьших квадратов: для этого сделаем таблицу:

Таблица3

i	Ti	t,i	xi=Ti	yi=lg(1/ t,i)	xi2	xiyi
1	298	70	298	-1,845	88804	-549,81
2	308	32	308	-1,505	94864	-463,54
3	318	15	318	-1,176	101124	-376,968
Сумма			924	-4,526	284792	-1387,318

- уравнение Вант - Гоффа

lgΩ = 10∙b

lgΩ = 10∙0.03345 = 0.3345

Ω = 10^0.3345= 2.16

Энергию активации E_A рассчитаем по уравнению Аррениуса методом наименьших квадратов: для этого составим таблицу:

Таблица 4

i	Ti	ti	xi=1/Ti	yi=ln(1/ti)	xi2	xiyi
1	298	70	0,00335	-4,248	0,0000112	-0,0143
2	308	32	0,00325	-3,466	0,0000105	-0,01126
3	318	15	0,00314	-2,708	0,0000099	-0,0085
Сумма			0,00985	-10,582	0,00003256	-0,03476

- Уравнение Аррениуса

E_A= -b∙R

(К)

E_A= 7199.391∙8.31= 59826,94 (Дж/моль)

Зависимость скорости реакции от катализатора:

10. С

    рис.3

    обрали установку из двурогой пробирки, бюретки и уравнительного цилиндра, как показано на рисунке 3;

11. Заполнили бюретку водой так, чтобы при выравнивании менисков воды в бюретке и цилиндре уровень воды в бюретке был на нулевом делении;

12. Перед каждым измерением проверяли прибор на герметичность;

13. В одно из колен пробирки налили 1 мл 3% раствора пероксида водорода, а в другое колено 1 мл. бихромата калия (K₂Cr₂O₇) (тёмно – оранжевый цвет);

14. Затем прилили бихромат калия к перекиси водорода и взбалтывали, при этом выделялся кислород. Пробирка нагревалась, значит реакция экзотермическая;

15. Такой опыт провели ещё два раза, только с бихроматом калия, разбавленным щёлочью, и смесью бихромата калия + разбавленный бихромат калия щёлочью;

16. Результаты занесли в таблицу:

Таблица 5

№ опыта	V(H2O2), мл.	( H2O2), %	pH (K2Cr2O7)	V(K2Cr2O7), мл.	t, сек.	Уровень воды в бюретке
1	1	3	5	1	0	6,4
					10	7
					20	9
					30	12,5
					40	14,6
					50	17
					60	19
					70	20,6
					80	21,9
					90	23
					100	23,8
					110	24,6
					120	25,2
					130	25,6
					140	26
					150	26,4
					160	26,6
					170	27
					180	27,4
Объём выделившегося кислорода: 27,4-6,4 = 21 мл.
2	1	3	6	1	0	6,0
					30	8,8
					60	16,4
					90	20,7
					120	24
					150	26
					180	26,5
					210	27,9
Объём выделившегося кислорода: 27,9-6,0 = 21,9 мл.
3	1	3	9	1	0	6,0
					30	6,5
					60	7,2
					90	7,4
					120	7,6
					150	8,0
					180	8,2
					210	8,4
					240	8,6
					270	8,7
					300	8,8
Объём выделившегося кислорода: 8,8-6,0 = 2,8 мл.

Построим график зависимости выделившегося кислорода от времени:

а

V(O₂), мл.

) Если pH бихроматa калия (K₂Cr₂O₇) = 5, то есть ничем не разбавленный: (рис.4)

б

t,c

рис.4

) Если pH бихроматa калия (K₂Cr₂O₇) = 6, то есть разбавленный смесью бихромата калия с щёлочью: (рис.5)

V(O₂), мл.

рис.5

t,c

в

V(O₂), мл.

) Если pH бихроматa калия (K₂Cr₂O₇) = 9, то есть разбавленный щёлочью: (рис.6)

г

рис.6

t,c

) Построим график зависимости выделившегося кислорода от pH (K₂Cr₂O₇): (рис.7)

V(O₂), мл.

рис.7

рН

Вывод:

Скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ. Для нашей реакции взаимодействия тиосульфата натрия и серной кислоты: Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ S + SO₂ + Na₂SO₄ + H₂O закон действующих масс запишется следующим образом: . Было выяснено, что при увеличении концентрации тиосульфата натрия при постоянной концентрации серной кислоты скорость реакции увеличивалась.

При увеличении температуры скорость реакции также увеличивалась. Температурный коэффициент Вант – Гоффа для нашей реакции Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ S + SO₂ + Na₂SO₄ + H₂O составил 2,16. А энергия активации этой реакции составила 59826,94 (Дж/моль), что говорит о том, что реакция пойдёт не сразу, и для её прохождения потребуется определённое время. И действительно, помутнение раствора происходило лишь через определённое время.

На скорость реакции также влияет катализатор. В реакции разложения пероксида водорода катализатором был выбран бихромат калия. Чем больше бихромата калия находилось в реакционной смеси, тем больше выделялось кислорода. При увеличении значения рН наблюдалась общая тенденция к уменьшению объёма выделяющегося газа.