2 Экспериментальная часть

Цель работы:

− изучить влияние различных факторов на кинетику и равновесие химических реакций;

− научится решать задачи по темам химическая кинетика и равновесие.

Опыт 1.Зависимость скорости реакции от концентрации

реагирующих веществ

Приборы: секундомер, стакан емкостью 200250 мл, термометр на 50 ^оС, пробирки, пипетки капельные.

Реактивы: растворы – тиосульфат натрия (0,5 М), серная кислота (1 М).

Описание хода работы

Приготовьте три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого налейте в три пробирки:

в первую – 15 капель раствора;

во вторую – 10 капель раствора + 5 капель воды;

в третью – 5 капель раствора + 10 капель воды.

Затем в каждую пробирку с раствором тиосульфата натрия быстро влейте по 5 капель раствора серной кислоты и одновременно фиксируйте время с начала соединения веществ до появления опалесценции.

Na₂S₂O₃+H₂SO₄→S+Na₂SO₄+SO₂+H₂O

Таблица 2.1 Результаты опытов и предварительных расчетов

Номер опыта	Количество реактива (капли)				Относительная концентрация Na2S2O3		Время появления опалесценции, τ		Относительная скорость
	1н р-р H2SO4	1н р-р Na2S2O3	H2O
1	5	15	-	3
2	5	10	5	2
3	5	5	10	1

Обработка результатов:

1. Напишите математическое выражение закона действующих масс для изучаемой реакции (кинетическое уравнение).

2. Постройте график зависимости относительной скорости от концентрации u=ƒ(С).

3. Объясните наблюдаемые явления.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Налейте в одну пробирку 5 капель раствора тиосульфата натрия, а в другую – 5 капель серной кислоты. Обе пробирки поставьте в стакан с водой. Через 3−4 минуты измерьте температуру, запишите ее и слейте содержимое пробирок вместе, отмечая время от начала реакции до появления опалесценции.

В две другие пробирки влейте те же растворы и нагрейте на 10 ºС выше той температуры, что была в предыдущем опыте, термостатируйте 3−4 минуты в стакане с водой. Слейте вместе содержимое пробирок, отметьте время проведения опыта.

Повторите опыт еще раз, повышая температуру на 10 ºС.

Таблица 2.2 – Отчетная таблица

Но-мер опыта	Температура опыта, t (ºС)	Время появления опалесценции, τ	Относительная скорость реакции,	Во сколько раз изменится скорость,

Обработка результатов:

1) Постройте график зависимости скорости реакции от температуры u =ƒ(t).

2) Запишите правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.

3) По результатам опыта вычислите температурный коэффициент реакции.

4) Объясните наблюдаемые явления.

Опыт 3. Скорость реакции в гетерогенной системе

Налейте в две пробирки по 2 мл (≈10 капель) раствора соляной кислоты HCl. Поместите в одну пробирку маленький кусочек мела, а в другую – такое же количество измельченного мела. Проследите, в какой из пробирок реакция проходит быстрее.

CaCO₃+ 2HCl → CaCl₂+H₂O+CO₂

Обработка результатов:

1. Запишите кинетическое уравнение для данной реакции.

2. Объясните наблюдаемые явления.

Опыт 4. Влияние катализатора на скорость реакции

Разложение перекиси водорода при комнатной температуре идет медленно, реакцию можно ускорить путем введения катализатора оксида марганца (IV) MnO₂:

2H₂O₂ 2H₂O+O₂

Внесите в пробирку 20 капель перекиси водорода. Поднесите к отверстию пробирки тлеющую лучину.

Затем добавьте в пробирку с помощью шпателя несколько кристаллов катализатора оксида марганца (IV). Поднесите к отверстию пробирки тлеющую лучину.

Проверьте, произошли ли какие-нибудь изменения с катализатором в результате химической реакции. Опишите наблюдаемые явления.

Обработка результатов:

1. Запишите кинетическое уравнение реакции.

2. Почему порядок данной реакции не совпадает с молекулярностью?

3. Объясните, почему происходит ускорение химической реакции в присутствии катализатора.

Опыт 5. Влияние концентрации реагирующих веществ на

состояние равновесия.

В стакан налейте 10 мл 2%-ного раствора хлорида железа (III) FeCl₃и добавьте 10 мл 1%-ного раствора радонида калия KCNS. Полученный раствор разделите на 4 пробирки. В первую добавьте 3−5 капель концентрированного раствора FeCl₃, во вторую – 2−3 капли концентрированного раствора KCNS, в третью − поместите немного твердого хлорида калия KCl. Четвертая пробирка является контрольной.Cравните интенсивность окраски полученных растворов. Данные записываются в таблицу.

Таблица 2.3 – Отчетная таблица

Номер опыта	Добавленное вещество	Изменение интенсивности окраски (усиление, ослабление)	Направление смещения равновесия
1	FeCl3
2	KCNS
3	KCl
4	Контрольная

Уравнение реакции:

FeCl₃+3KCNS ↔ Fe(CNS)₃+3KCl

Обработка результатов:

1. Запишите выражение константы равновесия для данной реакции.

2. Объясните почему происходит усиление или ослабление интенсивности окраски растворов.

Опыт 6. Влияние температуры на состояние равновесия

В пробирку налейте 4−5 мл раствора крахмала. К нему прилейте несколько капель раствора йода до появления синего окрашивания. Сначала пробирку нагрейте в сосуде с горячей водой, а затем охладите до комнатной температуры.

Уравнение реакции (схема):

йод + крахмал ↔ йодокрахмал (Н<0)

Опишите наблюдаемые явления.

Объясните, почему меняется интенсивность окрашивания растворапри изменении температуры.

Сформулируйте принцип Ле Шателье.