ПЕРВОЕ ВЫСШЕЕ ТЕХНИЧЕСКОЕ УЧЕБНОЕ ЗАВЕДЕНИЕ РОССИИ

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«НАЦИОНАЛЬНЫЙ МИНЕРАЛЬНО-СЫРЬЕВОЙ УНИВЕРСИТЕТ «ГОРНЫЙ»

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

По дисциплине: Общая и неорганическая химия

(наименование учебной дисциплины согласно учебному плану)

Тема: Исследование скорости химических реакций и химического равновесия.

Автор:студент гр. ЭРС-14-1 /Бабырь.К.В/

(подпись)

(Ф.И.О)

ОЦЕНКА:

Дата:

ПРОВЕРИЛ Доцент /Лобачева. О.Л/

(должность) (подпись) (Ф.И.О)

Санкт-Петербург

2014

Цель работы: изучить зависимость скорости реакции от концентрации реагентов и температуры, а также ознакомиться с влиянием концентрации реагентов на химическое равновесие.

1. Порядок выполнения работы

Опыт №1. Влияние концентрации тиосульфаты натрия на скорость его разложения в кислой среде.

Табл. 1. Зависимость времени реакции от количества тиосульфата натрия.

Номер пробирки	С(Na2S2O3)	Время реакции t, с
1	1 (4)	117
2	2 (8/4)	49
3	3 (12/4)	37

Табл. 2. Результаты опыта.

№ пробирки	Концентрация Na2S2O3	lnCотн (Ci/C1)	Время реакции,τ, с	Скорость реакции, с-1
1	C1	0	117	8,5 . 10-3
2	2C1	0,693	49	20,4 . 10-3
3	3C1	1,10	37	27,1 . 10-3

Найдем значения скорости реакции:

1. График зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия.

2. График зависимости логарифма относительной концентрации от времени протекания реакции.

Опыт №2. Влияние температуры на скорость реакции разложения тиосульфата натрия в кислой среде.

№ пробирки	Число капель		Температура, С0	Время реакции,τ, с	Скорость реакции, с-1
	Na2S2O3	H2SO4
1	10	10	5	180	0,006
2	10	10	15	100	0,01
3	10	10	25	60	0,02

При обработке результатов эксперимента воспользуемся правилом Вант-Гоффа:

При увеличении температуры на 10 K скорость химических реакций возрастает в 2 – 4 раза.

,

где γ – температурный коэффициент скорости реакции.

Путем проведения опыта было подтверждено эмпирическое правило Вант-Гоффа, только с незначительной погрешностью.

Теперь вычислим энергию активации реакции:

где R = 8,31 Дж/моль^.K, T – температура в K, _i = скорость химической реакции.

Опыт №3. Влияние концентраций реагентов на равновесие обратимой реакции между хлоридом железа (III) и тиоцианатом аммония.

FeCl₃ + 3NH₄CNS = Fe(CNS)₃ + 3NH₄Cl

Налили в химический стаканчик по 5 мл 0,0025 н. Растворов хлорида железа (III) и тиоцианата аммония, перемешали и разлили в 4 пробирки.

1. Без добавок реакция прошла плавно и получился продукт оранжевой окраски.

2. Здесь мы добавили FeCl₃ (конц.), продукт окрасился в темно-оранжевый цвет; химическое равновесие сместилось вправо.

3. После добавления NH₄CNS (конц.) продукт окрасился в темно-красный цвет; химическое равновесие сместилось вправо.

4. Затем добавили NH₄Cl, продукт окрасился в соломенный цвет, а химическое равновесие сместилось влево.

1. Выводы:

Проделав ряд экспериментов, мы можем сделать некоторые выводы. Из опыта №1 следует, что при увеличении концентрации тиосульфата натрия скорость его разложения в кислой среде возрастает. Эта прямо-пропорциональная зависимость отражена в графике зависимости скорости реакции от концентрации реагента.

В опыте №2 мы подтвердили правило Вант-Гоффа, и выяснили, что с повышением температуры возрастает скорость химических реакций, т. к. увеличивается число активных молекул, способных к химическому взаимодействию. Эта зависимость скорости хим. реакций от температуры прямо-пропорциональная.

В опыте №3 мы убедились, что концентрация реагирующих веществ влияет на химическое равновесие следующим образом:

• если увеличить концентрацию реагентов, то хим. равновесие будет смещаться вправо;

• если увеличить концентрацию продуктов реакции, то хим. равновесие сместиться влево.

№ пробирки	Число капель
	Na2S2O3	H2O	H2SO4	Всего
1	4	8	1	13
2	8	4	1	13
3	12	-	1	13

1. Общие теоретические сведения

Средняя скорость реакции равна изменению молярной концентрации реагента в единицу времени при постоянстве объема системы. Единица измерения в СИ: моль/м3^.c.

Скорость реакции пропорциональна числу столкновений между молекулами реагентов, которое определяется произведением их концентраций. Если в акте реакции участвуют несколько молекул одного из реагентов, то его концентрацию надо перемножить соответствующее количество раз, то есть возвести в степень. Для одностадийной реакции типа

скорость будет равна

,

где [A] и [B] – молярные концентрации реагентов, k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Константа скорости не зависит от времени протекания реакции и концентрации реагентов, но зависит от природы участников реакции, температуры и присутствия катализаторов. Если реакция протекает в несколько стадий, то значения равны стехиометрическим коэффициентам в уравнении самой медленной стадии реакции, лимитирующей скорость всего процесса. Их называют частными порядками реакции по данным реагентам. Общий порядок реакции равен сумме частных порядков:

Табл.2 Зависимость времени реакции от температуры.

Номер пробирки	С(Na2S2O3)	Время реакции t, с
1	1 (4)	117
2	2 (8/4)	49
3	3 (12/4)	37