Работа 5. Определение скорости химической реакции
Вопросы и задачи для подготовки к работе
Гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость химической реакции.
Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Закон действующих масс и область его применимости. Основное уравнение химической кинетики.
|
|
|
|
|
|
|
|
|
У |
Зависимость скорости реакции от температуры: правило Вант-Гоффа, |
|||||||||
уравнение Аррениуса. |
Энергия |
|
|
|
|
П |
|||
активации и активированный комплекс. |
|||||||||
Энергетические профили реакций. |
|
|
|
Г |
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
Й |
|
|
Многостадийные |
реакции. |
|
ЛимитирующаяБ |
|
(скоростьопределяющая) |
||||
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
стадия реакции. Понятие о механизме протекания химических реакций. Понятие о |
|||||||||
катализе. Катализаторы, ингибиторы. |
Р |
|
|
|
|||||
|
|
|
О |
|
|
|
|
||
|
|
Т |
|
|
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
|
1. Напишите выражения закона действующих масс для реакций (считая их |
|||||||||
одностадийными): |
З |
|
|
|
|
|
|
|
|
П |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
а) 2NO(г) + Cl2(г) →О2NOCl(г) |
|
|
|
|
|
|
|
||
2.Как изменитсяР скорость реакции 2NO(г) + O2(г) =2NO2(г), если: а) уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза; б) увеличить давление в системе в 3 раза;Е
в) повысить концентрацию NO в три раза? Реакцию считать одностадийной.
(в случаях а) и б) возрастет в 27 раз, в) возрастет в 9 раз)
3.Найдите значение константы скорости одностадийной реакции А+В=АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01
моль/дм3, скорость реакции равна 5 10−5 моль/(дм3 мин.).
(0,1 дм3/(моль мин.))
45
4.В системе СO + Cl2 = COCl2 концентрацию СО увеличили с 0,03 до 0,12 моль/дм3, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/дм3. Во сколько раз возросла скорость реакции, если считать, что она одностадийна? (в 12 раз)
5.Через некоторое время после начала реакции 3А+В=2С+D концентрации веществ составляли: [A] = 0,03 моль/дм3; [B] = 0,01 моль/дм3; [C] = 0,008
моль/дм3. Каковы исходные концентрации веществ А и В? ([A]0=0,042 моль/дм3;
[B]0=0,014 моль/дм3)
6. |
Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,3. Во сколько раз |
||||||||
|
увеличится скорость этой реакции, если увеличить температуру на 25°С? (в 8 |
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
У |
|
|
раз) |
|
|
|
|
|
|
П |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
7. |
Чему равна энергия активации реакции, если при повышении температуры от |
||||||||
|
|
|
|
|
|
Б |
|
|
|
|
290 до 300 К скорость ее увеличится в 2 раза? (49,9ГкДж/моль) |
|
|||||||
8. |
Энергия активации |
некоторой реакции в отсутствие катализатора равна |
|||||||
|
75,24 кДж/моль, а с |
|
И |
кДж/моль. Во |
сколько раз |
||||
|
катализатором –Й50,14 |
||||||||
|
возрастает скорость |
Р |
катализатора, |
если реакция |
|||||
|
реакции в присутствии |
||||||||
|
протекает при 25°С? |
|
О |
|
|
|
|
||
|
(в 25 тысяч раз) |
|
|
|
|
||||
9. |
Для реакций, энергетическиеТпрофили которых приведены на рис. 6, укажите: |
||||||||
|
|
|
|
|
З |
|
|
|
|
|
1) знак теплового эффектаИ2) количество стадий 3) какая по счету стадия |
||||||||
|
|
|
О |
|
|
|
|
||
|
является лимитирующей. |
|
|
|
|
||||
|
|
П |
|
|
|
|
|
|
|
|
Е |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
а |
|
|
|
|
|
|
б |
|
46
|
|
|
|
|
в |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
г |
У |
|
|
|
|
Рис. 6. Энергетические профили реакций |
|
|
|
|
|
|||||||||||||
|
|
|
П |
|
|
||||||||||||||
|
|
Литература: 1, с. 212-223. |
|
|
|
|
|
|
|||||||||||
|
|
|
|
|
Г |
|
|
|
|
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Б |
|
|
|
|
|
|
|
Цель работы: усвоить основные закономерности, влияющие на скорость |
|||||||||||||||||
|
протекания химических реакций. |
|
|
Й |
|
|
|
|
|
||||||||||
|
|
Приборы |
и реактивы: |
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|||||||
|
|
0,1М раствор Na2S2O3, 0,1M раствор H2SO4, |
|||||||||||||||||
|
большие |
пробирки, |
мерные |
|
цилиндры, стакан, электроплитка, термометр, |
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
О |
|
, миллиметровая бумага. |
|
|
||||
|
сек.ундомер или часы с сек.ундной стрелкойР |
|
|
||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Т |
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. |
||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
О |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
З |
|
|
Форма протокола |
|
|
|
|
|
|||||
|
№ |
|
Е |
|
|
|
|
|
|
|
Условная |
|
Время до |
|
Относительна |
|
|||
|
|
|
|
ОбъемП, см3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
|
про |
|
Р |
|
|
|
|
|
|
|
концентрация |
|
появления |
|
я скорость |
|
|||
|
Na2S2O3 |
|
H2O |
H2SO4 |
общий |
|
|
|
|
||||||||||
|
бир |
|
|
Na2S2O3 |
|
мути τ, с |
|
реакции, υ = |
|
||||||||||
|
ки |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
1/τ |
|
|
1 |
|
5 |
|
10 |
5 |
|
|
|
20 |
|
|
1С |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
10 |
|
5 |
5 |
|
|
|
20 |
|
|
2С |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3 |
|
15 |
|
− |
5 |
|
|
|
20 |
|
|
3С |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Описание работы
1. В одну пробирку необходимо налить 20 см3 воды и оставить ее для контроля.
47
2.В три пронумерованные пробирки налить: 5 см3 0,1М раствора тиосульфата натрия и 10 см3 воды; 10 см3 0,1 М раствора тиосульфата натрия и 5 см3 воды; 15 см3 0,1М раствора тиосульфата натрия соответственно (см. форму протокола).
3.Мерным цилиндром отмерьте 5 см3 0,1М раствора серной кислоты; прилейте ее к раствору тиосульфата натрия в пробирке № 1, быстро перемешайте и сразу же включите секундомер. Началом реакции будем считать момент смешивания растворов. В ходе протекания реакции раствор становится мутным вследствие
образования серы. Поэтому для определения скорости реакции необходимо отметить время, соответствующее началу появленияПмутиУв пробирках. Чтобы было легче заметить появление мути, рекомендуетсяГ рассматривать пробирки на черном фоне и сравнивать пробирку с контрольнойБ , в которой находится вода. Й
4.Те же операции проделайте со второйИи третьей пробирками.
5.Результаты опытов внесите вОтаблицуР, вычислите относительную скорость реакции для каждого случаяТ. тносительную скорость реакции вычисляют как величину, обратно пропорциональную найденному времени (в сек.ундах):
υ = 1/τ. З
6.Представьте результатыПО графически, отложив по оси x относительную концентрациюЕNa2S2O3, а по оси y – относительную скорость реакции.
7.СделайтеРвывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. И
2. Зависимость скорости реакции от температуры Форма протокола
№ |
Объем раствора, см3 |
Температура, |
Время до |
Относительная |
||
пробирки |
|
|
|
появления |
скорость реакции, |
|
Na2S2O3 |
H2SO4 |
°С |
||||
|
мути τ, с |
υ = 1/τ |
||||
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
48
Описание работы
1.В три пробирки, пронумерованные цифрами 1, 2, 3 отмерьте по 5 см3 0,1М раствора тиосульфата натрия, в другие три пробирки (обозначенными цифрами 1′, 2′, 3′) – по 5 см3 раствора серной кислоты.
2.Одну пробирку с тиосульфатом и одну пробирку с кислотой выдержите при комнатной температуре в стакане, наполненном водой примерно до половины объема, в течение 5-7 мин., затем быстро прилейте раствор кислоты к раствору тиосульфата, быстро перемешайте и включите
секундомер. Засеките время начала помутнения, Урезультаты внесите в протокол. П
3.Стакан с водой, использовавшийся в предыдущемГопыте, нагрейте на плитке до температуры, на 10°С выше комнатнойБ(для измерения температуры используйте термометр). Снимите стаканЙ с плитки, в нагретую воду поместите пробирку с тиосульфатомРИи пробирку с кислотой, выдержите их 1- 2 мин., затем прилейте кислотуОк раствору тиосульфата и отметьте время появления мути. Т
4.С третьей парой пробирокИсделайте то же самое, но при температуре, выше комнатной на 20°ОС. З
5.Постройте графикП зависимости скорости реакции от температуры в координатахЕ: температура − относительная скорость реакции.
6.СделайтеРвывод о зависимости скорости реакции от температуры.
49
Работа 6. Смещение химического равновесия
Вопросы и задачи для подготовки к работе
Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие, характеристика состояния химического равновесия. Константа химического равновесия и ее выражение через концентрации и давления. Закон действующих масс (запись константы химического равновесия для различных гомогенных и гетерогенных процессов).
|
Вычисление равновесных концентраций (или парциальных давлений) по |
|||||||||
известным начальным концентрациям исходных веществ иУконстанте равновесия. |
||||||||||
|
Смещение химического равновесия. |
|
Г |
|
||||||
|
Влияние |
Пизменения концентраций, |
||||||||
парциальных давлений, |
|
|
|
|
Б |
химического |
равновесия. |
|||
|
температуры на состояние |
|||||||||
|
|
|
|
|
|
|
Й |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
Влияние изменения общего давления. Принцип Ле Шателье. |
|
|||||||||
1. |
Составьте выражения для константыРравновесия (КС, Кр) для реакций: |
|||||||||
|
а) CuSO4·5H2O(кр) = CuSO4(кр) + 5HО2O(г) |
б) СО2(г) + С(кр) = 2СО(г) |
|
|||||||
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
|
З |
Т |
г) Ag+(p-p) + SO42−(p-p) = Ag2SO4(кр) |
|||||
|
в) N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) |
|
||||||||
|
|
О |
|
|
е) N2(г) + O2 (г) = 2NO(г) |
|
||||
|
д) H2(г) + S(кр) = H2S(г) |
|
|
|
|
|
||||
2. |
В сосуд объемом 500 см3 поместили 20,85 г пентахлорида фосфора. К моменту |
|||||||||
|
Е |
|
|
|
PCl5(г) = PCl3(г) + Cl2(г) |
разложению подверглось 20 % |
||||
|
наступления равновесияП |
|||||||||
|
Р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
исходного вещества. Вычислите значение константы равновесия КС. (0,01) |
|||||||||
3. |
После смешения |
|
оксида серы |
(IV) |
и |
кислорода |
равновесие |
|||
|
2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г) |
установилось при следующих концентрациях: [SO2] = |
||||||||
|
0,08 моль/дм3, [O2] = 0,04 моль/дм3, [SO3] = 0,04 моль/дм3. Вычислите |
|||||||||
|
константу равновесия КС ; начальные концентрации оксида(IV)серы и |
|||||||||
|
кислорода; степень превращения этих |
веществ |
β ( %). (6,25; |
0,12 и 0,06 |
||||||
|
моль/дм3;33,3 % ) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
50
4. |
Определите |
|
равновесные |
|
концентрации |
всех |
|
веществ |
в |
системе |
||||||||||||||
|
N2(г) + O2(г) = 2NO(г), если исходные концентрации N2 и O2 |
равны 0,5моль/дм3 и |
||||||||||||||||||||||
|
0,4 моль/дм3 соответственно; а КС = 1. (0,13; 0,03; 0,74) |
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||
5. |
Изменением каких именно факторов можно сместить равновесие каждого из |
|||||||||||||||||||||||
|
перечисленных ниже процессов? Каким образом надо изменить температуру и |
|||||||||||||||||||||||
|
давление |
|
|
в |
|
|
системе |
|
реагирующих |
|
веществ, |
чтобы |
||||||||||||
|
увеличить выход продукта реакции? |
При |
|
необходимости |
воспользуйтесь |
|||||||||||||||||||
|
справочными данными. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
|
а) CuSO4·5H2O(кр)=CuSO4(кр)+5H2O(г) |
|
|
|
б) СО2 (г)+ С(кр) = 2СО(г) |
|
||||||||||||||||||
|
в) N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) |
|
|
|
|
|
|
|
|
г) Ag+(p-p) + SO42−(p-p) = Ag2SO4(кр) |
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
У |
|
|
|
|
|
д) H |
+ S |
(кр) |
= H S |
(г) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
е) N |
+ O |
|
= 2NO |
|
|||||
|
2(г) |
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2(г)П2 (г) |
|
(г) |
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Г |
|
|
|
|
|
|
В какую сторону сместится равновесие каждого процесса а) при повышении |
||||||||||||||||||||||||
давления; |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Б |
|
|
|
|
|
|
|
б) при повышении температуры? При необходимости воспользуйтесь |
||||||||||||||||||||||||
справочными данными. |
|
|
|
|
|
|
|
Й |
|
|
|
|
|
|
||||||||||
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||
|
а) H2(г) |
+ S2(г) |
= H2S(г) |
|
|
|
|
|
|
б) СО2(г) |
+ С(т) = СО(г) |
|
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
Р |
|
|
||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
в) Н2О(г) = Н2О(ж) |
|
|
|
|
|
|
О |
|
|
г) NH3 (г) + aqua = NH3 aq |
|
||||||||||||
|
2− |
|
|
|
|
|
|
|
|
2− |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
е) СО3 |
|
+Н2О+СО2 |
|
= НСО3 |
|
Т |
|
|
|
ж) СО(г) + Cl2(г) = COCl2(г) |
|
||||||||||||
6. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
Не выполняя вычислений, |
определите знак ∆Н° (<0 или >0) следующих |
|||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
З |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
процесов, для которых указано направление смещения равновесия при изменен |
|||||||||||||||||||||||
|
ии температуры: |
О |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
П |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
2HCl(г) |
→ H2(Ег) + Cl2(г) (температура повышается) |
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||
|
|
|
Р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
2H2O(г) ← 2H2(г) + O2(г) (температура понижается) |
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||
CaCO3(т) → CaO(т) + CO2(т) (температура повышается).
7.Равновесные концентрации веществ для реакции СО2(г) + Н2(г) = СО(г) + Н2О(г) равны: [CO2] = 0,5 моль/дм3, [Н2] = 0,3 моль/дм3, [CO] = 0,2 моль/дм3 и [Н2O] = 0,2 моль/дм3 соответственно. В равновесную систему добавили 1 моль/дм3 СО2. В какую сторону должно сместиться равновесие? Чему будут равны новые равновесные концентрации веществ? (1,415; 0,215; 0,285; 0,285)
51
Литература: 1, с. 200-201; 2, с. 212-216, 3, С. 176-182.
Цель работы: изучение влияния различных факторов на смещение химического равновесия.
Приборы и реактивы: штатив с пробирками, спиртовки, держатели, реактивы, перечисленные при описании опытов.
Форма протокола: работа № 1.
|
|
|
|
|
|
|
У |
|
|
|
Описание работы |
П |
|
||||
|
|
|
|
|
||||
1. Влияние изменения концентрации на |
смещение химического |
|||||||
|
|
|
|
|
Б |
|
3+ |
|
равновесия. |
|
|
|
|
Г− |
образует |
||
Тиоцианат-ион (роданид-ион) NCS |
с |
ионами Fе |
||||||
|
|
|
|
|
Й |
|
|
|
соединения различного состава, окрашивающие раствор в красный цвет: |
|
|||||||
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
Р |
|
|
(1) |
|
|
|
Fе3+ + nSCN− = (FeSCNn)3−n, |
|
|
|||||
|
|
О |
|
|
|
3+ |
|
|
где n может принимать значения от 1 до 3. |
|
|
|
|||||
|
Т |
|
|
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
в водных |
Эта реакция используется как качественная реакция на ионы Fе |
||||||||
растворах. Будем считать, что образуется простейшее соединение, и наличие |
|||
окраски обусловлено присутствиемЗ |
в растворе ионов FeSCN2+: |
||
|
|
П |
Fе3+ образуют с оксалат-ионами (C2O42-) |
Известно такжеО, что ионы |
|||
|
Е |
|
|
бесцветный комплексный ион, более прочный, чем роданидный, в соответствии |
|||
со схемой: |
Р |
|
|
|
|
|
|
Fе3+ + 3C2O42− = [Fе(C2O4)3]3−, |
КС = 1,6 1022. |
||
Поэтому тиоцианаты железа в присутствии C2O42− разрушаются, например: FeSCN2+ + 3C2O42− = [Fе(C2O4)3]3− + SCN− .
Приготовьте раствор тиоцианата калия (или аммония). Для этого растворите небольшое количество соли (на кончике шпателя) в дистиллированной воде,
52
заполнив пробирку водой на ¾ объема. Добавьте к полученному раствору несколько капель разбавленного раствора соли железа (III). Отметьте окраску полученного раствора. Запишите уравнение реакции в рабочий журнал. Полученный раствор разлейте в четыре пробирки. Одну оставьте для сравнения. Во вторую, третью и четвертую добавьте несколько кристалликов тиоцианата калия (аммония), несколько капель насыщенного раствора соли железа (III) и несколько кристалликов щавелевой кислоты соответственно. Фиксируйте все наблюдаемые изменения окраски. На основании принципа Ле-Шателье объясните
изменение окраски в каждой из пробирок. Укажите стрелкой направление сдвига |
|||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
У |
равновесия процесса (1) в каждой из пробирок. |
|
|
П |
||||||
|
|
|
|
|
|
|
Г |
|
|
Влияние изменения концентрации углекислого газа на смещение |
|||||||||
|
|
|
|
|
|
Б |
|
|
|
равновесия. Гетерогенное равновесие между карбонатом и гидрокарбонатом |
|||||||||
кальция может быть передано схемой: |
|
Й |
|
|
|
||||
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
|
Р |
|
|
+ 2НСО3−(раствор). |
|||
CaCO3(тверд.) + CO2 (газ) + Н2О(ж.) = Са2+(раствор) |
|||||||||
|
|
О |
|
|
|
|
|
|
|
Приготовьте раствор, содержащий гидрокарбонат и карбонат кальция. Для |
|||||||||
|
Т |
|
|
|
|
|
|
|
|
этого в пробирку налейте 2-3 мл раствора гидроксида кальция (известковой воды) |
|||||||||
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
|
и пропустите углекислый газ до частичного растворения выпавшего в начале |
|||||||||
осадка CaCO3, и разделитеЗ полученную суспензию на три пробирки. Одну |
|||||||||
|
П |
|
|
|
|
|
|
|
|
оставьте в качестве Оконтрольной, в другую – пропускайте углекислый газ из |
|||||||||
Е |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
аппарата Кипа, третью нагрейте. Какие изменения наблюдаются во второй и в |
|||||||||
Р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
третьей пробирках по сравнению с контрольной? При нагревании растворимость диоксида углерода уменьшается. Куда сместится равновесие в каждом случае?
2. Влияние характера среды на сдвиг химического равновесия. Высший оксид хрома CrO3 проявляет кислотные свойства, легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту (сильная кислота, растворимыми являются хроматы магния, кальция и s-элементов IА-группы). Увеличение концентрации ионов водорода в растворе растворимой соли хромовой кислоты приводит сначала к
53
образованию дихроматов, а затем – более сложных форм. Дихроматы – соли дихромовой кислоты, которая также является гидроксидом оксида хрома (VI).
Равновесие между хромат- и дихромат-ионами очень подвижно:
2CrO42− + 2Н+ = Cr2O72− + Н2О.
Его сдвиг легко обнаружить, так как ионы CrO42- окрашены в желтый цвет, а ионы Cr2O72- в оранжевый. В кислой среде хромат-ион превращается в дихроматион. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении.
В пробирку налейте несколько капель раствора хромата калия. Отметьте |
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
У |
|
|
|
цвет. Добавьте 2-3 капли 1М раствора серной кислоты. Отметьте изменение цвета. |
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
П |
|
|
|
|
Чем оно обусловлено? К полученному раствору добавьте 2М раствор щелочи до |
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Г |
|
|
|
|
|
изменения цвета. Объясните изменение окраски. Какими еще способами можно |
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
Й |
|
|
|
|
|
|
сместить исследуемое равновесие? |
|
|
|
Б |
|
|
|
|
|
|||||
3. Влияние температуры на смещение химического равновесия. |
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
Р |
|
ионами |
[CoCl4]2− |
|
и [Co(H2O)6]2+ |
|||
Известно, что в водных растворах междуИ |
|
|||||||||||||
|
|
|
|
|
О |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
существует равновесие, которое может быть описано уравнением: |
|
|
|
|||||||||||
|
|
|
|
Т |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
(2) |
|
||
|
[CoCl4]2− + 6H2O = [Co(H2O)6]2+ + 4Cl−. |
|
||||||||||||
|
|
З |
|
|
|
имеет |
синюю |
окраску, |
а |
|||||
Тетрахлорокобальтат(II)-ион |
|
|||||||||||||
|
О |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
П |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
гексааквакобальтат(II)-ион – розовую. |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
В пробирку внесите несколько кристаллов |
(на кончике шпателя) |
|||||||||||||
Р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2+ |
|
|
|
кристаллогидратаЕхлорида кобальта (II), добавьте 4÷5 капель дистиллированной |
||||||||||||||
воды. При растворении CoCl2 6H2O образуются ионы [Co(H2O)6] |
|
. Отметьте цвет |
||||||||||||
раствора. Добавьте к приготовленному раствору 5-6 капель 20 %-ного раствора соляной кислоты (ионы [CoCl4]2− образуются при наличии избытка хлоридионов). Изменилась ли окраски раствора? Нагрейте пробирку на спиртовке до явного изменения окраски раствора. Пробирку с раствором охладите до комнатной температуры (можно под струей водопроводной воды). Почему происходит изменение окраски раствора при нагревании и охлаждении? В
54
сторону образования какого иона - [CoCl4]2− или [Co(H2O)6]2+ - сместилось равновесие при повышении температуры; при понижении? Какой процесс (прямой или обратный) является экзотермическим; эндотермическим?
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
У |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
П |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Г |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Б |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Й |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
О |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Т |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
З |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
О |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
П |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Е |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
55
Работа 7. Определение константы равновесия химической реакции
Вопросы и задачи для подготовки к работе
Энтропия как мера неупорядоченности и термодинамической вероятности
состояния. Стандартные |
энтропии |
веществ S°298. Расчет |
изменения энтропии |
|||||||||
∆S°298 в различных процессах. |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
Изменение |
энергии |
Гиббса |
(∆G°) |
как термодинамический критерий |
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
У |
|
направленности процесса. Уравнение изотермы реакции и стандартное изменение |
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Г |
|
|
|
энергии Гиббса. Связь ∆G°т с константой равновесия. |
П |
|
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Б |
|
|
|
Стандартная энергия Гиббса образования соединения из простых веществ |
||||||||||||
∆G°f,298. |
Связь |
изменения |
|
стандартной |
Й |
Гиббса со стандартными |
||||||
|
энергии |
|||||||||||
изменениями ∆H°298 и ∆S°298 |
|
|
|
|
И |
|
|
|
||||
процесса и зависимость ∆G°т от температуры. Расчет |
||||||||||||
∆H°298, |
∆S°298, |
∆G°298 |
и |
|
∆G°т |
Рс использованием |
|
таблиц стандартных |
||||
термодинамических величин. |
Т |
|
|
|
|
|
|
|||||
|
О |
|
|
|
|
|
||||||
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
||
Вычисление констант |
равновесия для различных температур. |
|||||||||||
|
|
З |
|
|
|
|
|
|
|
|
||
Изменение |
О |
|
|
|
|
|
|
Гиббса |
как |
количественная мера |
||
стандартной энергии |
||||||||||||
глубины и направления химической реакции. Термодинамический анализ |
|
Е |
|
различных процессовП(обратимых и необратимых). |
|
Р |
|
1. Предскажите знак изменения энтропии в следующих реакциях и проверьте |
|
предположения расчетами: |
|
СаО(к) + СО2(г) = СаСО3(к) |
СаО(к) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(к) |
4Fe(к) + 3O2(г) = 2Fe2O3(к) |
СаО(к) + Н2О(г) = Са(ОН)2(к) |
N2O4(г) = 2NO2(г) |
СаО(к) + Н2О(ж) = Са2+(р) + 2ОН−(р) |
Al2O3(к) + 3SO3(г) = Al2(SO4)3(к) |
2H2O(г) = 2H2(г) + O2(г) |
56
NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(к) |
H2O(ж) = H2O(г). |
2.При какой температуре давление разложения оксида серебра на простые вещества составит 1 атм (используйте стандартные термодинамические величины).
(467 К)
3.Укажите, возможен ли процесс Pb(к) + 2AgCl(к) = 2Ag(к) + PbCl2(к). Как изменяется вероятность его прохождения при повышении температуры? (Для
расчета ∆G°298 используйте справочные данные). (Термодинамически процесс
|
выгоден при температурах, меньших 2990 К) |
|
|
У |
||||||
4. |
Вычислите |
термодинамические |
|
характеристики |
||||||
|
процесса (изменение |
|||||||||
|
энтальпии и |
изменение энтропии) |
|
|
П |
|||||
|
испарения бромида индия (II), если |
|||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
Б |
|
|
|
известно, что давление его насыщенных паров приГ328°С составляет 0,013 атм, |
|||||||||
|
а при температуре |
494°С – 0,13 |
атм. (∆Н°298 = 53,2 кДж/моль; ∆S°298 = |
|||||||
|
52,36Дж/(моль К)) |
|
|
|
|
И |
|
|
||
|
|
|
|
Р |
Й |
|
|
|||
5. |
Определите общее |
|
|
|
|
|
||||
давление над нитратом серебра при 600 К в реакции |
||||||||||
|
|
|
|
|
О |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Т |
|
|
|
|
|
|
AgNO3(т) = Ag(т) + NO2(г) + 1/2O2(г) (0,765 атм) |
|
|
|||||||
6. Определите парциальное давление хлорида фосфора (V) в равновесной газовой |
||||||||||
|
|
|
|
З |
|
|
|
|
|
|
|
смеси PCl5(г) |
= PCl3(г) + ClИ2(г) (∆Н°>0) при 523 К и 202 650 Па. Для решения |
||||||||
|
|
|
О |
|
|
|
|
|
|
|
|
воспользуйтесь справочными данными. (0,72 атм) |
|
|
|||||||
|
|
П |
|
|
|
|
|
|
|
|
7. |
Е |
|
|
|
|
|
|
|
Н2(г) = СО(г) + Н2О(г) |
|
При установившемся равновесии реакции СО2(г) + |
||||||||||
константа равновесия равна 1 при 1000 К. Какое количество оксида углерода |
|
(IV) подвергаетсяР |
превращению, если смешать 1 мольСО2 и 8 моль водорода? |
(0,9 моль)
Литература: 1, с. 192-200; 2, с. 185-187, 194-203; 3, с.163-179, 182-196
Цель работы: определение константы равновесия химической реакции, протекающей в растворе.
57
Приборы и реактивы: штатив, бюретка, пипетка Мора на 10 см3, резиновая груша, коническая колба на 200 см3, конические колбы на 100 см3, мерные цилиндры, раствор крахмала (индикатор), лед из дистиллированной воды,
растворы: 0,03М FeCl3, 0,03М KI, 0,015М Na2S2O3.
Форма протокола
1.Уравнение исследуемой реакции в молекулярной и ионно-молекулярной форме
(здесь и далее не забудьте расставить коэффициенты в уравнениях реакции):
|
|
|
|
|
FeCl3 + KI → FeCl2 + I2 + KCl (1) |
|
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
П |
||
|
|
|
|
|
|
|
Fe3+ + I− →Fe2+ |
+ I2 (2) |
|
У |
||||
2. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Б |
|
|
|
Выражение для константы равновесия исследуемойГреакции: |
||||||||||||||
3. |
Реакция, используемая |
в титровании |
|
|
Й |
|
|
|
||||||
(для определения концентрации йода в |
||||||||||||||
|
реагирующей смеси): |
|
|
Na2S2O3 |
И |
|
+ NaI (3) |
|||||||
|
|
|
+ I2 → Na2S4O6 |
|||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
Р |
|
|
|
|
||
4. |
|
|
|
|
|
|
О |
|
|
|
|
|
|
|
Стандартный раствор и его концентрация: _________________ моль/дм3 |
||||||||||||||
5. |
Результаты титрования в таблице 1 |
|
|
|
|
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
Таблица 1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
Т |
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
З |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
О |
Результаты титрования |
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
№ |
|
П |
|
|
|
|
|
Объем 0,015M Na2S2O3, |
|
|||
|
|
Время отбора пробы |
|
|
|
|
||||||||
|
|
1 |
Е |
|
5 |
|
|
|
пошедшего на титрование, см3 |
|
||||
|
|
п/п |
(от начала реакции), мин. |
|
||||||||||
|
|
|
Р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
10 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3 |
|
|
|
15 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
4 |
|
|
|
20 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
5 |
|
|
|
25 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
6 |
|
|
|
30 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
58
6.Вычисление равновесной концентрации I2 в реагирующей смеси по результатам титрования с использованием закона стехиометричности (привести расчет):
7. Вычисление равновесных концентраций реагирующих частиц |
(таблица 2), |
где С0 – начальная концентрация соответствующей частицы (молекулы или иона), |
|
∆C – изменение концентрации частицы в ходе реакции (∆C |
= С 0 − Cравн) |
|
Cравн – равновесная концентрация частицы: |
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
Таблица 2 |
|
|
||
|
|
Концентрации реагирующих частиц |
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Fe3+ |
|
I− |
Fe2+ |
|
I2 |
|
|
|
|
C0, моль/дм3 |
|
|
|
Г |
У |
|
||
|
|
∆C, моль/дм3 |
|
|
|
Б |
П |
|
|
|
|
|
Cравн, моль/дм3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Й |
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
8. |
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
Вычисление константы равновесия в соответствии с законом действующих масс: |
||||||||||
9. |
Вычисление константы равновесия наРосновании справочных данных: |
|||||||||
|
|
Т |
|
|
|
|
|
|
|
|
10. Вывод. |
О |
|
|
|
|
|
|
|
||
1.Подготовьте бюреткуПОЗк работе, заполните ее 0,015М раствором Na2S2O3 (подробностиЕработы с бюреткой см. работу № 3 «Определение молярной концентрацииР раствора щелочи титрованием»)
2.Отмерьте мерным цилиндром 40 см3 0,03М FeCl3 и 40 см3 0,03М KI (для каждого раствора предназначен отдельный цилиндр, см. надписи).
3.Смешайте отмеренные растворы в конической колбе емкостью 200 см3,
засек.ите время. Момент смешивания растворов будем считать началом реакции. И
59
4.Через 3 мин. от начала реакции отберите пипеткой первую пробу реакционной смеси, внесите ее в коническую колбу емкостью 50÷100 см3, добавьте в колбу
лед (зачем?) и проведите титрование.
Внимание! В отличие от кислотно-основного титрования в йодометрии пробу реакционной смеси вначале титруют без индикатора до изменения окраски титруемого раствора с коричневой на соломенно-желтую, затем добавляют 1÷2 капли крахмала и продолжают титрование до исчезновения синей окраски (т. е. до точки стехиометричности). В протокол записывают показания бюретки,
соответствующие именно этому моменту титрования. |
|
У |
необходимо |
|||||||||||
|
Кроме того, |
|||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
П |
|
||
следить, чтобы в ходе процесса титрования лед в колбе не растаял, его следует |
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Г |
|
|
||
добавлять в ходе титрования пробы по мере необходимости. |
|
|||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Б |
|
|
|
|
5. Последующие пробы реакционной смеси отбирают и титруют (см. п. 4) в |
||||||||||||||
моменты времени, указанные в табл. 1, |
Й |
|
|
|
|
|||||||||
до тех пор, пока на титрование двух |
||||||||||||||
последующих |
|
|
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
||
проб не уйдет одинаковый объем стандартного раствора, что |
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
Р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
О |
|
|
|
|
|
|
|
свидетельствует о наступлении состояния равновесия (почему?). |
|
|||||||||||||
6. |
По результатам |
|
|
Т |
(см. |
табл. 1) |
|
вычислите |
равновесную |
|||||
титрования |
|
|||||||||||||
|
|
|
|
|
И |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
концентрацию йода в реагирующей смеси, после чего рассчитайте равновесные |
||||||||||||||
концентрации |
других |
З |
|
|
реакции, результаты вычислений внесите в |
|||||||||
участников |
||||||||||||||
|
|
|
О |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
табл. 2. |
|
П |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
7. |
Вычислите константу скорости реакции (1) по экспериментальным данным. |
|||||||||||||
|
Р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
8. |
Вычислите |
Еконстанту равновесия |
исследуемой реакции, |
пользуясь |
||||||||||
справочными данными, сравните с полученным экспериментально значением.
9. Вычислите среднюю скорость реакции (1) за первые пять мин.ут ее протекания.
60