Дополнительно / Skorost_himicheskih_reakcii_i_himicheskoe_ravnovesie_Prakticheskoe_rukovodstvo

при: а) повышении давления; б) увеличении температуры; в) добавлении кислорода во всех реакциях; г) удалении продукта реакции?

Решение – Согласно принципу Ле Шателье:

а) при повышении давления равновесие смещается в направлении процесса, идущего с уменьшением объема (уменьшения числа молекул газообразных веществ); для реакций (1) и (3) – вправо, т.е. в сторону прямой реакции; для реакций (2) и (4) давление не влияет на смещение равновесия, т.к. количество молекул газообразных веществ не меняется в ходе реакции;

б) при повышении температуры равновесие смещается в направлении реакции, идущей с поглощением теплоты (т.е. эндотермической, ∆Н>0); для реакций (2) и (3) – вправо, т.е. в сторону прямой реакции; для реакций (1) и

(4) – влево, т.е. в сторону исходных веществ; в) при добавлении кислорода равновесие должно сместиться в

направлении реакции, в результате которой концентрация этого вещества должна уменьшиться, т.е. в сторону прямой реакции во всех случаях;

г) при удалении продуктов реакции из системы равновесие будет смещаться в направлении того процесса, в результате которого образуется дополнительное количество данного продукта, т.е. вправо во всех реакциях.

Катализатор не влияет на значение константы равновесия, поскольку снижает энергию активации как прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину и поэтому одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций. Он влияет только на скорость достижения равновесия.

31

3 Экспериментальная часть

3.1 Лабораторная работа №1 «Скорость химической реакции»

Цель работы – Изучить влияние концентрации, температуры и катализатора на скорость химической реакции.

Реактивы, посуда, приборы: растворы 0,1М Na2S2O3, 0,1М H2SO4, 3% H2O2, насыщенный раствор K2CrO4, дистиллированная вода, кристаллические MnO2 и Fe2О3, штатив с пробирками, термостат с термометром, секундомер.

В данной работе зависимость скорости реакции от концентрации, температуры и катализатора изучается на примере реакции между серной кислотой и тиосульфатом натрия, которая сопровождается выделением серы:

Скорость суммарного процесса определяется (3) стадией (самой медленной, лимитирующей).

Один из продуктов реакции, сера, по ходу реакции образуется в виде очень мелких, невидимых вначале, коллоидных частиц, взвешенных в воде. Когда количество серы возрастает, ее частицы начинают соединяться между собой (коагулировать) и становятся заметными благодаря тому, что рассеивают свет. Рассеяние света коллоидными частицами серы наблюдается в виде голубоватого окрашивания раствора, напоминающего слабое свечение. Это явление называется опалесценцией; начало опалесценции совпадает с моментом окончания реакции.

При проведении эксперимента, необходимо измерять промежуток времени между моментами: моментом начала реакции и моментом, когда становится видимой опалесценция – этот промежуток будет приниматься за время протекания реакции и обозначаться как τ. Величина, обратная времени протекания реакции, v=1/τ, представляет собой относительную скорость реакции. Она измеряется в единицах – с-1.

32

3.1.1 Опыт 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации

В три небольших стакана налить по 5 мл раствора H2SO4, а в три других: а) 15 мл раствора Na2S2O3 – в первый стакан;

б) 10 мл раствора Na2S2O3 и 5 мл H2O – во второй стакан; в) 5 мл раствора Na2S2O3 и 10 мл H2O – в третий стакан.

Влить при помешивании в один из стаканчиков с H2SO4 приготовленный раствор тиосульфата натрия наибольшей концентрации.

По секундомеру определить время τ, проходящее от начала сливания (начала реакции, τ0) до появления едва заметного помутнения (τм).

Временной интервал τ = τм - τ0 обратно пропорционален средней скорости реакции.

Проделать то же самое с двумя другими растворами тиосульфата натрия. Результаты занести в таблицу 3.1.

Таблица 3.1 – Кинетические данные

Построить график зависимости скорости реакции V (ось ординат) от концентрации С (ось абсцисс).

Сформулировать вывод о зависимости скорости данной реакции от концентрации реагирующих веществ.

3.1.2 Опыт 2. Зависимость скорости химической реакции от температуры

Втри пробирки налить по 5 мл раствора H2SO4, а в три другие – по 5 мл раствора Na2S2O3.

Впервой пробирке с Na2S2O3 и с H2SO4 реакция проводится при комнатной температуре. Для этого пробирки перед началом реакции поместить на 3-5 минут в термостат, имеющий комнатную температуру, так, чтобы раствор в пробирках принял температуру термостата. В качестве термостата используется химический стакан с водой; температура воды в термостате контролируется термометром. После того как температура установилась, содержимое из одной пробирки слить в другую и, не вынимая из термостата, измерить время реакции (время начала появления мути).

Таким же образом с интервалом в десять и двадцать градусов провести измерение времени протекания реакции во второй и третьей пробирках. Результаты наблюдений занести в таблицу 3.2.

33

3.1.3 Опыт 3. Влияние катализатора на скорость процесса

Перекись водорода H2O2 – нестойкое соединение, разлагающееся на воду и кислород по уравнению:

H2O2 = 2H2O + O2.

Вприсутствии катализатора разложение H2O2 ускоряется, причем разные катализаторы ускоряют эту реакцию по-разному. В этом можно убедиться на следующих опытах.

Налить в пробирку приблизительно 1-2 мл H2O2 и прибавить небольшое количество оксида марганца (IV) MnO2. Наблюдать разложение перекиси водорода.

Повторить опыт, заменив катализатор MnO2 на такое же количества катализатора Fe2О3.

Ускоряющее действие катализатора состоит в том, что в его присутствии реакция идет другим, более легким путем. При этом образуются непрочные промежуточные соединения с участием катализатора. В этом можно

убедиться, применив в качестве катализатора разложения H2O2 насыщенный раствор хромата калия K2CrO4.

Вбольшую пробирку налить 3-5 мл насыщенного раствора K2CrO4, обратить внимание на его цвет. Добавить в пробирку несколько мл 3%-ного

раствора H2O2. Раствор быстро темнеет вследствие образования промежуточного соединения – пероксохромата калия K2CrO6 по реакции:

2 Н2О2 + K2CrO4 = 2Н2О + K2CrO6.

Через 1-3 мин начинается бурное разложение промежуточного соединения с выделением газообразного кислорода. По окончании реакции катализатор полностью восстанавливается, и жидкость в пробирке приобретает прежний цвет

K2CrO6 = K2CrO4+ О2.

По результатам проделанных опытов сделать вывод о влиянии катализатора на скорость реакции.

3.2 Лабораторная работа №2 «Химическое равновесие»

Цель работы – Изучить условия смещения химического равновесия в обратимых реакциях.

Реактивы, посуда и принадлежности: насыщенные растворы FeCl3 и

NH4CNS (или KCNS); кристаллический NН4Cl (или KCl); дистиллированная вода; концентрированный раствор NН4OH; фенолфталеин; раствор крахмала и 0,1 н. раствор I2; комплекты пробирок; стеклянные палочки; спиртовка; держатель пробирок.

35

3.2.1 Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия

Для опыта удобно воспользоваться реакцией:

FeCl3 + 3 NH4CNS Fe(CNS)3 + 3 NН4Cl

Из веществ этой системы Fe(CNS)3 интенсивно окрашен в красный цвет, в то время как FeCl3 имеет желтый цвет, а NН4CNS и NН4Cl – бесцветны. Поэтому всякое изменение концентрации веществ оказывается на изменении окраски раствора. Это позволяет наблюдать, в каком направлении сдвигается равновесие при изменении концентрации реагирующих веществ.

К 20 мл дистиллированной воды в небольшом стакане добавить одну каплю насыщенного раствора FeCl3 и одну каплю насыщенного раствора роданида аммония. Полученный раствор налить в четыре пробирки. Одну из пробирок оставить для сравнения, а в другие добавить:

-в первую – 3-4 капли насыщенного раствора FeCl3;

-во вторую – 3-4 капли насыщенного NH4CNS (или KCNS);

-в третью – 1 микрошпатель кристалликов хлорида аммония (или калия) и размешать стеклянной палочкой.

Сравнить интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона. Записать данные опыта:

а) написать выражение константы химического равновесия обрати-

мой реакции FeCl3 с NH4CNS;

б) записать свои наблюдения интенсивности окраски полученных растворов по сравнению с интенсивностью окраски эталона:

-при добавлении хлорида железа (III);

-при добавлении роданида аммония;

-при добавлении хлорида аммония.

В каком направлении смещается равновесие в данной системе в каждом из отмеченных случаев, соответствует ли оно принципу Ле Шателье?

Результаты опыта записать в таблицу 3.3.

Таблица 3.3 – Результаты исследования влияния концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия

36

3.2.2 Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие

3.2.2.1 Смещение равновесия в системе йод-крахмал при нагревании

В две пробирки налить по 2-3 мл раствора крахмала и добавить 3-4 капли 0,1 н. раствора I2. Отметить цвет растворов. Одну пробирку оставить для сравнения, другую нагреть до исчезновения окраски. Охладить пробирку после нагревания. Отметить окраску раствора. Записать данные опыта и:

а) объяснить исчезновение окраски раствора при нагревании и появлении вновь синей окраски после охлаждения раствора;

б) объяснить, в каком направлении смещается при нагревании и при охлаждении равновесие в системе:

йод + крахмал йодокрахмал;

в) экзоили эндотермическим процессом является реакция образования йодокрахмала?

3.2.2.2 Смещение равновесия в растворе аммиака при нагревании

В две пробирки налить по одной трети дистиллированной воды, по пять капель фенолфталеина и по 2 – 3 капли раствора аммиака. Отметить цвет растворов. Одну пробирку оставить для сравнения, другую нагреть до исчезновения окраски. Охладить пробирку после нагревания. Отметить окраску раствора. Записать данные опыта и:

а) объяснить исчезновение окраски раствора при нагревании и появлении вновь розовой окраски после охлаждения раствора;

б) объяснить, в каком направлении смещается при нагревании и при охлаждении равновесия в системе:

NH3 + H2O NН4OH NН4+ + OH-.

Сформулировать общий вывод по работе. Подтвердился ли в работе принцип Ле Шателье?

37

4 Контрольные вопросы

4.1Что изучает кинетика?

4.2Что называется скоростью химических реакций?

4.3Почему в математическом уравнении скорости химической реакции стоит знак минус?

4.4Перечислите факторы, влияющие на скорость реакции.

4.5Опишите влияние концентрации, температуры и природы реагирующих веществ на скорость химической реакции.

4.6Сформулируйте правило Вант-Гоффа.

4.7Для чего необходима энергия активации? Какие молекулы называются активными?

4.8Что называется катализом и катализаторами?

4.9Что такое ингибиторы?

4.10Какие реакции называют гетерогенными?

4.11От чего зависит скорость гетерогенных реакций?

4.12Какие реакции называются обратимыми? Приведите пример.

4.13Что называется химическим равновесием?

4.14Что называется константой химического равновесия?

4.15От чего зависит и от чего не зависит константа равновесия?

4.16Что характеризует численное значение константы равновесия?

4.17Как формулируется принцип Ле Шателье?

4.18Какие внешние факторы влияют на смещение химического равновесия?

4.19Как влияет изменение концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия? Приведите примеры.

4.20Как влияет температура на состояние химического равновесия? Приведите примеры.

4.21Как влияет давление на состояние химического равновесия? В каких случаях давление не влияет на химическое равновесие? Приведите примеры.

38

5 Безопасность труда

5.1При выполнении работы соблюдать правила, изложенные в инструкциях по технике безопасности и пожарной безопасности (инструкции РИ СГТА 6.4.02-01-07, РИ СГТА 6.4.05-07).

5.2Во время выполнения работы соблюдать в лаборатории чистоту и тишину, работать только в халатах. Приступать к выполнению работы только после полного ознакомления с методикой ее выполнения и с разрешения преподавателя.

5.3Рабочее место содержать в чистоте и порядке, не загромождать его ненужными для работы предметами. Немедленно убрать со стола и пола все пролитое, разбитое, просыпанное.

5.4При нагревании растворов не направлять пробирку на себя, прогревать ее пламенем спиртовки аккуратно и равномерно.

6 Рекомендуемая литература

6.1Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов/ Н.Л. Глинка; под ред. А.И. Ермакова. – 28-е изд., перераб. и доп. – М.: Интеграл-Пресс, 2000. – 728 с.

6.2Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие для вузов. – Л.: Химия, 1999. – 272 с.

6.3Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии: учеб. пособие для хим.-технол. вузов. – М.: Высшая школа, 1984. – 224 с.

6.4Степин Б.Д. Неорганическая химия/ Б.Д. Степин, А.А. Цветков – М.: Высшая школа, 1984. – 608 с.

6.5Романцева Л.М. Сборник задач и упражнений по общей химии: учеб. пособие/ Л.М. Романцева, З.Л. Лещинская, В.А. Суханова – М.: Высшая школа, 1980. – 228 с.

6.6Ходалевич Г.Н. Задачи и упражнения по курсу общей химии/ Г.Н. Ходалевич, В.Г. Столярчук – Томск: ТПИ, 1963. – 94 с.

39