Лабораторная работа № 2 Химическая кинетика и химическое равновесие

Цель:

решение экспериментальных задач, связанных с определением зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора и расчет условий химического равновесия в системах с обратимыми химическими реакциями.

Теоретические вопросы

1. Скорость гомо- и гетерогенной реакции.

2. Закон действия масс для скорости в гомогенной системе.

3. Константа скорости. Ее физический смысл.

4. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.

5. Понятие катализа.

6. Обратимые и необратимые химические реакции.

7. Химическое равновесие. Константа равновесия. Ее физический смысл.

8. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Химическая кинетика изучает протекание химических процессов во времени.

Скорость химической реакции  – это количество вещества n, реагирующего или образующегося в реакции в единицу времени  в единице объема реакционного пространства 

Гомогенная реакция – протекает во всем объеме, реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одной фазе.

Количество вещества в единице объема n/V – это молярная концентрация С.

Тогда средняя скорость гомогенной реакции:

Единица измерения скорости гомогенной реакции моль•л^-1•с^-1.

Гетерогенная реакция – реакция протекает на границе раздела фаз, реагирующие вещества и (или) продукты реакции находятся в разных фазах.

Для гетерогенной реакции скорость зависит от площади поверхности соприкосновения реагентов – площади раздела фаз S.

Средняя скорость гетерогенной реакции

Единица измерения скорости гетерогенной реакции - моль•м^-2•с^-1.

Мгновенная скорость реакции – изменение концентрации в конкретный момент, т.е. за бесконечно малый отрезок времени d

Скорость химической реакции всегда положительна. Знак плюс «+» или «–» указывает положительным или отрицательным является изменение количества вещества Δn, то есть образуется или расходуется вещество в ходе реакции.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, наличие катализатора.

Закон действующих масс: Скорость гомогенной реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

аА + bВ → сС + dD v= k[А]^а [В]^в , где k – константа скорости.

Скорость возрастает в большей степени при увеличении концентрации того из веществ, стехиометрический коэффициент которого в уравнении реакции больше.

Скорость реакции увеличивается с повышением температуры, поскольку увеличивается скорость молекул и, следовательно, число активных соударений, приводящих к взаимодействию. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: v₂ = v₁∙γ^{(t2- t1)/10}, где

v₁ – скорость реакции при начальной температуре t₁;

v₂ – скорость реакции при температуре t₂

γ – температурный коэффициент, его значение составляет 2 ÷ 4.

Скорость реакции возрастает при катализе – применении катализатора – вещества, ускоряющего реакцию, но не вступающего во взаимодействие. Катализатор не смещает химическое равновесие, а приводит к более быстрому его достижению, в равной степени ускоряя прямую и обратную реакции. Количество катализатора значительно меньше, чем реагентов. Различают катализ гомогенный (катализатор вещества находятся в одной фазе) и гетерогенный (в разных фазах).

Обратимые реакции – химические реакции, протекающие одновременно в прямом () и обратном () направлениях.

Химическое равновесие – состояние системы, в котором равны скорости прямой и обратной реакций, концентрации реагентов и продуктов реакции постоянны.

Константа равновесия – равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагентов в степени стехиометрических коэффициентов в уравнении и показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции.

aA + bB  сС + dD,

или для газов , где Р- парциальное давление.

Константа равновесия зависит от температуры, природы реагирующих веществ, не зависит от их концентрации. При К_с>>1 реакция дает большой выход продуктов реакции, при K_c<<1 выход продуктов мал, преобладают исходные реагенты.

Изменение хотя бы одного из параметров системы приводит к нарушению равновесия, изменению концентраций и установлению нового равновесия с другими равновесными значениями, т.е. смещению равновесия.

Правило Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие системы сместится в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.

В опытах 1 и 2 мы будем изучать зависимость скорости разложения тиосульфата натрия разных концентраций и от температуры под действием кислоты H₂SO₄ в гомогенной стадии реакции

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + S + H₂O + SO₂.

При взаимодействии Na₂S₂O₃ и H₂SO₄ моментально образуется неустойчивая тиосерная кислота H₂S₂O_3, которая в момент получения самопроизвольно разлагается с образованием сернистого газа SO₂ и свободной серы S.

Скорость всего процесса определяется скоростью этой самой медленной стадии: H₂S₂O₃ → H₂SO₃ + S

Образующаяся сера плохо растворима в воде, поэтому процесс может быть разделен на две стадии:

гомогенную – сера находится в растворе, концентрация серы меньше насыщенной и

гетерогенную – сера выпадает в осадок, насыщенная концентрация превышена.

В момент достижения насыщенной концентрации серы (критическая точка смешения) в растворе появляется опалесценция – резкое усиление рассеяния света (прозрачный раствор начинает мутнеть).

Скорость гомогенной стадии реакции v=C_м/Δτ, где

Δτ –время реакции от добавления 1 капли H₂SO₄ до появления опалесценции.

C_м – молярная концентрация Na₂S₂O_3.

В опыте 3 мы будем изучать влияние катализатора – сульфата меди CuSO₄ – на скорость восстановления роданида железа(III) Fe(SCN)₃ до роданида железа(II) Fe(SCN)₂ под действием тиосульфата натрия Na₂S₂O₃.

2Fe(SCN)₃ + 2Na₂S₂O₃ → Na₂S₄O₆ + 2Fe(SCN)₂ + 2NaSCN

Из всех веществ, принимающих участие в этой реакции, имеет окраску только Fe(SCN)_3.,В растворе он окрашен в кроваво-красный цвет. Исчезновение окраски раствора свидетельствует об окончании реакции.

Роданид железа получим непосредственно перед опытом по реакции

FeCl₃ + 3KSCN → Fe(SCN)₃ + 3KCl

В опыте 4 мы будем изучать смещение химического равновесия при изменении концентрации на примере обратимой реакции:

FeCl₃ + 3KSCN → Fe(SCN)₃ + 3KCl

Изменение концентрации роданида железа(III) Fe(SCN)₃, имеющего красный цвет, приводит к изменению интенсивности окраски реакционной массы и позволяет судить в каком направлении смещается равновесие.

Практическое задание:

1. Написать выражение скорости реакции для реакций:

2NO(г) + Cl₂ (г) → 2NOCl(г)

CaCO₃(к) → CaO(к) + CO₂(г)

2. Как изменится скорость реакции 2NO(г) + O₂(г) → 2NO₂(г),

если уменьшить объем реакционного сосуда в 5 раз ?

3. Определить исходные концентрации хлора и водорода, если равновесие в системе H₂(г) + Cl₂(г)→ 2HCl (г) установилось при [H₂]=0,025моль/л, [HCl]=0,09моль/л.

Как влияет на равновесие реакций: повышение давления и температуры?

2 H₂(г) + O₂(г) → 2H₂O(г) , Q>0

C(к) + CO₂(г) → 2CO(г), Q<0

4. Как повлияет понижение температуры на состояние химического равновесия в системе(не нарушится; сместится влево или в вправо)?: 2NO+O₂→2NO₂, ∆H<0.

5. Сместится ли равновесие при увеличении давления и в каком направлении (в сторону прямой или обратной реакции) в системе: 4Fe(к)+3O₂(г)→2Fe₂O₃(к).

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции

Таблица 1

Номер пробир- ки	Число капель 1М раствора Na2S2O3	Число капель воды	Общее число капель	Концент- рация Na2S2O3 См, моль/л	Число капель H2SO4	Время течения реакции, τ (сек)	Скорость реакции v = См/Δτ, моль/л∙сек
1	5	15	20		1
2	10	10	20		1
3	15	5	20		1
4	20	0	20		1

1. В четырех пробирках приготовить растворы разных концентраций из 0,5М раствора Na₂S₂O₃ и воды, взяв по столько капель, сколько указано в Таблице 1.

2. Приготовить секундомер

3. В первую пробирку одновременно добавить каплю 1М раствора H₂SO₄ и включить секундомер.

4. Следить за состоянием раствора.

5. Остановить секундомер в момент появления заметной опалесценции.

6. Данные опыта занести в таблицу.

7. Провести этот опыт с каждым из растворов.

8. Рассчитать концентрацию растворов, внести данные в Таблицу 1.

9. Рассчитать скорость реакции, внести данные в Таблицу 1.

10. Начертить график v(с) в координатах ось Х – С_м, ось Y – v = С_м/Δτ.

11. Вделать вывод.

Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции.

Таблица 2

№ пробирки	Темпе- ратура, °С	Число капель 1М раствора Na2S2O3	Число капель кислоты H2SO4	Время течения реакции, τ (сек)	Скорость реакции См/τ, моль/л∙сек
1	20	10	1
2	30	10	1
3	40	10	1
4	50	10	1

1. Довести температуру воды в термостате до Т=50^оС.

2. В пробирку налить 10 капель 0,5М раствора Na₂S₂O₃

3. Поместить в 1 отверстие термостата пробирку с раствором Na₂S₂O₃

4. Дать время (1-2 минуты) пробирке принять температуру термостата.

5. Приготовить секундомер и пипетку, с набранной в нее H₂SO₄.

6. Вынуть пробирку из термостата и, не дав ей остыть, провести опыт, для этого:

7. Одновременно включить секундомер и добавить в пробирку каплю H₂SO₄.

8. Прикапывать H₂SO₄ и следить за состоянием раствора.

9. Остановить секундомер в момент появления заметной опалесценции.

10. Данные опыта занести в Таблицу 2.

11. Повторить этот опыт при температуре Т=40^оС и Т=30^оС.

12. Рассчитать скорости реакции Т=50^оС, Т=40^оС и Т=30^оС, внести в Таблицу 2.

13. Данные для скорости при Т=20^оС взять из опыта 1, внести в Таблицу 2.

14. Начертить график v(с) в координатах ось Х –Т, ось Y – v = С_м/Δτ

15. Вделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции.

Опыт 3. Влияние катализатора на скорость реакции.

Таблица3

№ про- бирки	Темпе- ратура	KSCN, капли	FeCl3, капли	CuSO4, капли	Na2S2O3, капли	Время реакции, τ (сек)	Скорость реакции См/τ, моль/л∙сек
1	20	10	1	1	10
2	20	10	1	0	10

1. В две пробирки внести по 10 капель 0,5н раствора KSCN и добавить по 1 капле 0,5н FeCl₃ (1 капля содержит 0,05 мл раствора).

2. Наблюдать образование окрашенного раствора Fe(SCN)₃.

3. Во первую пробирку добавить 1 каплю катализатора – 1н раствора CuSO₄.

4. Приготовить секундомер.

5. В обе пробирки добавить по 10 капель Na₂S₂O₃ , включить секундомер одновременно с добавлением первой капли Na₂S₂O₃.

6. Наблюдать разную скорость изменения окраски растворов.

7. Засечь по секундомеру момент обесцвечивания раствора в первой пробирке.

8. Остановить секундомер в момент обесцвечивания раствора во второй пробирке.

9. Составить таблицу зависимости скорости от катализатора.

Опыт 4. Смещение химического равновесия при изменении концентрации одного из реагирующих веществ

Таблица 4

Добавленный реагент		Направление смешения равновесия	Добавленный реагент		Изменение интенсивности окраски
FeCl3	KSCN	Контрольный опыт	Fe(CSN)3	KCl
FeCl3
	KSCN
				KCl

1. В четыре пробирки внести по 10 капель 0,0025н растворов FeCl₃ и 3KSCN, перемешать стеклянной палочкой.

2. Наблюдать образование раствора, окрашенного в бледно-красный цвет.

3. В 1-ю пробирку оставить в качестве контрольной.

4. Во 2-ю пробирку добавить 1 каплю насыщенного раствора FeCl₃, отметить изменение окраски.

5. В третью – 1 каплю концентрированного раствора KSCN.

6. В четвертую – несколько кристаллов KCl.

7. Сравнить интенсивность окраски полученных растворов с контрольной.

8. Результаты опытов запишите в таблицу.

9. По принципу Ле Шателье определите направление смещения равновесия по изменению интенсивности окраски реакционной массы.