Методические рекомендации к лабораторным работам по курсу "химия" (стр. 3 из 17)
Число частиц, участвующих в элементарном акте определяет молекулярность реакции. Реакции могут быть одно-, двух- или трехмолекулярными.
Скорость химической реакции - число элементарных актов реакции в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).
Скорость реакции равна изменению концентрации исходного вещества или продукта реакции (в моль/л) в единицу времени (мин. или сек.).
Для гомогенных реакций:
(1)Знак (+) используется, если расчет скорости реакции проводят по изменению концентрации продукта реакции, а (-) -исходного вещества. По уравнению (1) определяется "средняя скорость". "Мгновенная" скорость определяется по уравнению (2):
(2)Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентраций, температуры, давления, ионной силы раствора и других факторов.
При постоянной температуре скорость реакции - функция концентраций всех веществ, находящихся в реакционной смеси. Для простой реакции (3) скорость реакции выражается (описывается) уравнением:
А + В ® С (3)
V® = k×CA×CB, (4)
где k - константа скорости,
CA и CB - концентрации реагирующих веществ (в моль/л).
В общем случае для реакции (5) уравнение скорости реакции будет (6)
А + В + С ... ® продукты реакции (5)
V® = k×CA×CB×CС×... (6)
где nA, nB и nC - порядки реакции по отношению к веществам А, В, С, которые определяются экспериментально.
Для этого в случае простых реакций изучают зависимость концентрации данного вещества от времени и строят графики в координатах (lg C, t), (1/С, t) и (С-2, t).
Для реакции первого порядка по данному веществу линейная зависимость наблюдается в координатах (lg C, t), для реакций второго порядка - в координатах (1/С, t) и для реакций третьего порядка - (С-2, t).
В случае сложных реакций используют другие методы: метод начальных скоростей, метод полуреакций и другие.
Полный порядок реакции - это сумма показателей степеней при концентрациях всех веществ в уравнении скорости реакции (6).
В 1889 г. С. Аррениусом было предложено уравнение (7), связывающее константу скорости реакции с температурой (уравнение Аррениуса)
k = ko×e-E/RT (7)
где k0 - коэффициент пропорциональности, Е - энергия активации, R - универсальная газовая постоянная, Т - температура. Вант-Гофф экспериментально установил, что при повышении температуры на каждые 10 оС скорость реакции увеличивается примерно в 2 - 4 раза (правило Вант-Гоффа):
, где g = 2 - 4 (8)В уравнении (8) t2 и t1 - конечная и начальная температура соответственно, Vt2 и Vt1 - скорость реакции при температуре t2 и t1 соответственно, g - температурный коэффициент реакции.
Все химические реакции можно разделить на два типа: необратимые и обратимые. Примерами могут служить реакции (9) и (10) соответственно:
Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 +2NO2 + 2H2O (9)
H2 + I2 = 2HI (10)
Для обратимых реакций в определенный момент времени устанавливается состояние, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции
V® = V¬ (11)
Такое состояние называется химическим равновесием. Химическое равновесие имеет динамический характер. В 1867 году Гульдберг и Вааге установили закон действующих масс:
В состоянии химического равновесия отношение произведения концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам перед этими веществами в уравнении реакции, к произведению концентраций исходных веществ в соответствующих степенях, есть величина постоянная.
Для реакции (12) закон действующих масс можно записать в форме (13):
aA + bB = cC + dD (12)
(13)Kp - называется константой равновесия.
Для реакции (10) Kp равна:
(14)Изменение равновесных концентраций в реакционной системе под действием внешних причин называется смещением (сдвигом) равновесия.
По принципу Ле Шателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие (изменять концентрации реагирующих веществ, температуру, давление), то состояние равновесия системы смещается так, чтобы противодействовать этому воздействию.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Описание опыта
Изучается влияние изменения концентрации одного из реагирующих веществ на скорость реакции. Изучаемая реакция:
Na2S2O3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + SO2 + S¯
Реакция идет в несколько стадий.
Na2S2O3 + H2SO4 ® H2S2O3 + Na2SO4 (быстро)
H2S2O3 ® S¯ + H2SO3 (медленно)
H2SO3 ® H2O + SO2 (быстро)
В результате реакции получается сера, образующая коллоидный раствор бледно-желтого цвета. Скорость реакции будет определяться скоростью лимитирующей (самой медленной) стадии, поэтому о ней можно судить по времени с начала реакции до появления осадка серы.
При постоянной температуре и концентрации кислоты скорость реакции будет пропорциональна концентрации тиосульфата натрия.
V = k×C(Na2S2O3)
где V - скорость реакции; k - константа скорости; C(Na2S2O3) - молярная концентрация тиосульфата натрия Na2S2O3.
Порядок выполнения опыта
1. В три стакана налейте раствор Na2S2O3: в первый - 10 мл, во второй - 20 мл и в третий - 30 мл.
2. Прилейте дистиллированной воды: в первый стакан - 20 мл, во второй - 10 мл. В третий стакан воды не добавлять. Таким образом, если принять концентрацию Na2S2O3 в первом стакане за 1, то во втором она будет равна 2, а в третьем - 3.
3. Включите секундомер и одновременно прилейте в первый стакан при перемешивании 20 мл раствора H2SO4. Измерьте время появления серы и определите скорость реакции, как величину, обратно пропорциональную времени появления серы.
4. Тот же опыт проделайте с растворами во втором и третьем стаканах.
Результаты и их обработка
1. Результаты опыта запишите в таблицу.
| Стакан | |||
| 1. Объем Na2S2O3, мл | 1 | 2 | 3 |
| 2. Объем воды, мл | |||
| 3. Относительная концентрация Na2S2O3 | |||
| 4. Время появления серы, сек | |||
| 5. Относительная скорость реакции, сек- 1 | |||
2. Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации Na2S2O3. Для этого по оси ординат отложите скорость реакции, а по оси абсцисс - относительную концентрацию Na2S2O3. Сделайте вывод о характере зависимости скорости реакции от концентрации Na2S2O3.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Описание опыта
Изучается влияние изменения температуры на скорость реакции. Изучаемая реакция та же, что и в опыте 1. При этом концентрации и Na2S2O3, и кислоты сохраняются постоянными.
Порядок выполнения опыта
1. Налейте в одну пробирку 5 мл раствора серной кислоты, а в другую - 5 мл Na2S2O3.
2. Обе пробирки поставьте вертикально в стакан с водой, примерно через 3 минуты измерьте температуру растворов термометром и запишите ее.
3. Слейте растворы кислоты и тиосульфата натрия, одновременно включите секундомер и измерьте время появления серы.
4. Повторите проделанный опыт, предварительно нагрев воду в стакане на 100.
Результаты и их обработка
1. Запишите результаты измерений в таблицу:
| Стакан | ||
| 1. Объем Na2S2O3, мл | 1 | 2 |
| 2. Объем кислоты, мл | ||
| 3. Температура 0С | ||
| 4. Время появления серы, сек | ||
| 5. Относительная скорость реакции, сек- 1 | ||
2. Пользуясь формулой зависимости скорости реакции от температуры, рассчитайте температурный коэффициент реакции g.
Опыт 3. Смещение химического равновесия
Описание опыта
Изучается влияние на состояние химического равновесия изменения концентрации реагирующих веществ.
Опыт проводится на примере обратимой реакции
FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl
В результате прямой реакции образуется соль - роданид железа(III), Fe(SCN)3 - темно-красного цвета. Интенсивность окраски реакционной смеси зависит от концентрации Fe(SCN)3. Наблюдая за изменением окраски смеси при изменении концентрации реагирующих веществ, можно судить о направлении смещения химического равновесия в изучаемой системе.
Порядок выполнения опыта
1. В стакане смешать по 10 мл 0,5 н растворов FeCl3 и KSCN.
2. Реакционную смесь, равновесие в которой устанавливается практически мгновенно, разлить в четыре пробирки. Первая пробирка является контрольной, для сравнения.
3. Во вторую пробирку добавить 2-3 капли насыщенного раствора FeCl3.
4. В третью пробирку добавить 2-3 капли насыщенного раствора KSCN.