Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции.

В три пробирки внести по 10 капель 1 н раствора тиосульфата натрия, в другие три – по 10 капель 0,5 н раствора серной кислоты и опустить в них пипетки. По одной пробирке с тиосульфатом и серной кислотой поставить в стакан с водой при комнатной температуре. Остальные попарно поместить в два других стакана с водой, опустить в них термометры, нагреть один на 10 ⁰С выше комнатной, другой – выше на 20 ⁰С. Следить за тем, чтобы температура растворов не поднималась выше указанной. Нагрев растворы, одновременно слить их попарно, тотчас включить секундомер, определить время до начала появления мути. Полученные данные занести в таблицу 2.

Таблица 2

№ опыта	Температура, 0С	Промежуток времени от начала отсчета до появления мути, t, с	Скорость реакции

Вычислить температурный коэффициент изучаемой реакции. Как изменится скорость химической реакции при повышении температуры?

Опыт 3. Влияние катализатора на скорость химической

Реакции.

В пробирку внести 5 – 10 капель 10% -ного раствора перекиси водорода. Отметить, что в обычных условиях заметного разложения перекиси водорода не наблюдается. Добавить в пробирку несколько крупинок диоксида марганца. Наблюдается энергичное выделение кислорода. Составить уравнение реакции. В отчете указать, что называется катализатором и каков механизм его действия.

Опыт 4. Влияние величины поверхности соприкосновения

Веществ на скорость гетерогенной реакции.

а) Взаимодействие карбоната кальция с соляной кислотой.

Приготовить два небольших приблизительно одинаковых кусочка мела. Один из них растереть пестиком на листе бумаги и пересыпать в коническую пробирку, второй поместить в другую пробирку. В обе пробирки одновременно добавить по 15 капель соляной кислоты плотностью 1,19 г/мл. В какой из пробирок реакция протекает быстрее и почему? Написать уравнение реакции.

б) Взаимодействие нитрата свинца с иодидом калия.

Несколько кристаллов иодида калия и нитрата свинца поместить в две сухие ступки и тщательно растереть пестиком. Приготовить две сухие пробирки. В одну из них положить по несколько кристаллов нитрата свинца и иодида калия, в другую насыпать приблизительно такое же количество солей, растертых в порошок. Для перемешивания реагирующих веществ обе пробирки энергично встряхнуть, закрыв отверстие. Поставить пробирки в штатив и наблюдать образование иодида свинца.

Отметить влияние поверхности соприкосновения реагирующих веществ на скорость реакции. Написать уравнение реакции.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ

1. Что называется скоростью химической реакции?

2. Какие реакции относятся к гомогенным и какие к гетерогенным, привести примеры?

3. Чем характеризуется скорость гомогенной реакции и в каких единицах она измеряется?

4. От каких факторов зависит скорость гомогенной химической реакции?

5. От каких факторов зависит скорость химической реакции в гетерогенных системах?

6. Сформулировать закон действующих масс. Написать выражение скорости реакций, протекающих между: а) азотом и кислородом; б) оксидом азота (II) и кислородом; б) диоксидом углерода и раскаленным углем.

7. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению 2NO _(г) + Cl_{2 (г) ®} 2NOCl _(г). Как изменится скорость реакции при увеличении: а) концентрации Cl₂ в два раза;

б) концентрации обоих веществ (NO и Cl₂) в два раза?

8. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в системе 2СО _(г) ® СО_{2 (г)} + С _(т), чтобы скорость реакции увеличилась в четыре раза?

9. Реакция идет по уравнению H_{2 (г)} + I_{2 (г)} ® 2HI _(г). Константа скорости этой реакции при 508 ⁰С равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ были:

Вычислить начальную скорость реакции и скорость ее, когда концентрация водорода стала равной 0,03 моль/л. Ответ: 3,2 ×10 ^–4; 1,92 × 10 ^–4.

10. Как и почему изменяется скорость химической реакции при изменении температуры?

11. Что называют энергией активации?

12. Какие вещества называются катализаторами? Какое влияние и почему оказывает катализатор на скорость химической реакции?

13. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 40 ⁰, если g = 3,2?

14. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 30 раз

(g = 2,5).

15. При повышении температуры на 50 ⁰ скорость реакции возросла в1200 раз. Вычислить g.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3

РАВНОВЕСИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Цель работы: исследовать влияние концентраций реагирующих веществ, температуры и рH среды на химическое равновесие.

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ОБОСНОВАНИЕ

Большинство реакций являются обратимыми, т.е. они протекают в противоположных направлениях и не идут до конца, так как продукты реакции, взаимодействуя между собой, вновь дают исходные вещества. Обратимость реакции отмечается знаком двух стрелок, направленных в противоположные стороны ^®.

Cостояние обратимого процесса при котором скорости прямой и обратной реакции равны называется химическим равновесием (V_пр= V_обр). Если в системе наступило химическое равновесие, то изменение изобарно-изотермического потенциала (энергии Гиббса) происходить не будет, т.е. DG = 0.

Для гомогенной обратимой реакции

aA + bB ^® dD + mM (1)

в состоянии равновесия выполняется соотношение

(2)

где [А], [В], [D], [М] равновесные концентрации, то есть концентрации веществ в момент равновесия ( их обозначают при помощи квадратных скобок); a, b, c, e – стехиометрические коэффициенты при веществах в уравнении реакции; K_равн – константа химического равновесия, заменяющая собой отношение двух постоянных величин k₁ и k₂.

Чем больше K_равн , тем больше концентрация конечных продуктов в момент равновесия. Она показывает, во сколько раз прямая реакция идет быстрее обратной при одинаковой температуре и концентрациях, равных единице. Уравнение (2) есть выражение закона действующих масс применительно к обратимым реакциям. Его формулировка такова: при обратимых реакциях равновесие наступает тогда, когда произведение концентраций образующихся веществ, деленное на произведение концентраций веществ, вступающих в реакцию, станет равным некоторой постоянной для данной реакции величине при данной температуре.

Для реакций между газами молярные концентрации пропорциональны парциальным давлениям Р. В этом случае выражение константы равновесия для реакции (1) можно записать в виде

Часто пользуются отрицательным десятичным логарифмом численного значения K_равн и обозначают его рК (показатель константы).

рК = - lgK_равн.

Применение рК позволяет упростить расчеты и запись характеристики системы ( например, если К_равн = 1,74 ×10 ^–5, то рК = 4,76).

Константа равновесия связана с изменением стандартного изобарно-изотермического потенциала химической реакции DG⁰ соотношением

DG⁰ = - RT lnК_равн

или

.

Из этих уравнений следует, что К_равн очень чувствительна к изменению температуры. Влияние на К_равн природы реагирующих веществ определяет ее зависимость от энтальпийного и энтропийного факторов. От концентрации реагентов и давления ( если оно не очень высокое) константа равновесия не зависит.

Зная равновесные концентрации, легко вычислить константу равновесия и исходные концентрации реагирующих веществ. Например, равновесие реакции, протекающей по уравнению

H₂ + I₂ ^® 2HI

установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: [H₂] = 0,004 моль/л, [I₂] = 0,025 моль/л, [ HI] = 0,08 моль/л.

Определить константу равновесия и исходные концентрации водорода и йода.

Для решения задачи находим значение константы равновесия для данной реакции по уравнению

Подставив значения концентраций реагирующих веществ при равновесии, получим

Уравнение реакции показывает, что из одной молекулы H₂ и одной молекулы I₂ образуется две молекулы HI. Следовательно, для образования 0,08 моль HI требуется 0,04 моль H₂ и 0,04 моль I₂.

Таким образом, исходные концентрации

[H₂]_исх = 0,004 + 0,04 = 0,044 моль/л,

[I₂]_исх = 0,025 + 0,04 = 0,065 моль/л.

Необходимо отметить, что твердые вещества не входят в выражение константы равновесия по той же причине, что и при рассмотрении скорости реакции.

Например: 3Fe _(к) + 4H₂O _(пар) ^® Fe₃O_{4 (к)} + 4H_{2 (г)}

В состоянии равновесия система может оставаться до тех пор, пока не изменятся внешние условия: концентрация, температура, а для газов – давление. Направление смещение положения химического равновесия (таблица 1) определяется принципом Ле-Шателье: изменение одного из условий (температуры, концентрации, давления), при которых система находится в состоянии химического равновесия, вызывает смещение равновесия в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.

Таблица 1 Влияние изменения условий на положение химического равновесия

Изменение условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия	Изменение cкорости прямой и обратной реакции в начальный момент	Направление смещения положения равновесия
повышается Температура понижается	В большей степени возрастает скорость эндотермической реакции В большей степени понижается скорость эндотермической реакции	В сторону эндотермической реакции   В сторону экзотермической реакции
повышается   Давление понижается	В большей степени возрастает скорость реакции, протекающей с уменьшением числа молей газообразных веществ В большей степени понижается скорость реакции, протекающей с уменьшением числа молей газообразных веществ	В сторону уменьшения числа молей газообразных веществ в системе     В сторону увеличения числа молей газообразных веществ в системе
повышается   Концентрация понижается	Возрастает скорость реакции, по которой вводимое вещество расходуется   Уменьшается скорость реакции, где реагентом является вещество, концентрация которого уменьшается	В сторону реакции, по которой вводимое вещество расходуется     В сторону реакции, по которой образуется вещество, концентрация которого уменьшается
Введение катализатора	Скорость прямой и обратной реакции изменяются одинаково	-

На смещение химического равновесия может влиять величина рH, определяющая среду, т.е. концентрацию ионов водорода H ⁺ в растворе.

Рассмотрим реакции получения хроматов CrO₄^{2 -} и бихроматов Cr₂O₇ ^{2 -}. Как видно из уравнения

2H ⁺ + 2CrO₄ ^{2 - ®} 2HCrO₄^{- ®} Cr₂O₇ ^{2 -} + H₂O,

прибавление к раствору кислот (ионов H ⁺) должно смещать равновесие вправо, а прибавление щелочей (ионов OH ^-) – влево. В соответствии с этим из хроматов легко получить бихроматы и наоборот, например, по реакциям:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH ® 2K₂CrO₄ + H₂O,

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ ® K₂Cr₂O₇ + H₂O.

Оборудование и реактивы: пробирки, термостойкие стаканы, водяная баня, хлорид железа (III), бихромат калия, гидроксид калия, серная кислота, водный раствор аммиака, фенолфталеин, крахмал, иод, сосуд с газовой смесью, стакан со льдом, стакан с кипящей водой.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ