Скорость химических реакций и химическое равновесие

Ц е л ь р а б о т ы: ознакомиться с понятием скорости химических реакций; факторами, влияющими на её величину, а также влиянием изменения внешних факторов на состояние химического равновесия.

О б о р у д о в а н и е и м а т е р и а л ы: растворы KIOз, Na₂SOз, H₂S0₄, Na₂S₂О_з, FeCl₃, NH₄CNS, CuS0_4, Н₂О_2, крахмала; МnО_2. штатив с пробирками; секундомер; термометр; нагревательный прибор; химический стакан вместимостью 200 см³; мерные пробирки.

Методика выполнения работы

Опыт №1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации в гомогенной системе изучим на примере реакции:

2KIOз+5Na₂SOз+H₂S0₄=K₂S0 ₄+5Na₂S0 ₄+I ₂+H ₂О

При взаимодействии йода калия с сульфатом натрия в кислой среде образуется элементарный йод, который можно обнаружить с помощью крахмала.

Для выполнения опыта взять три пробирки, налить в них из бюретки раствор йодата калия (3,9 г. соли на 100 см³ воды): в первую пробирку 6 см³ КIOз, во вторую - 4см КIOз и 2 см³ Н₂О, в третью - 2 см КIOз и 4 см³ H₂O. Затем из другой бюретки с раствором сульфита натрия, подкислённого серной кислотой и содержащего немного крахмала (сульфит натрия 1г.; 0,94 см³ концентрированной серной кислоты и 0,1 г. крахмала на литр смеси), отмерить 6 см³ смеси в чистый стаканчик. Вылить содержимое стаканчика в первую пробирку и одновременно включить секундомер. Отметить время, в течение которого появляется синее окрашивание после приливания сульфита натрия. Аналогично поступить и с другими растворами йодата калия. Результаты занести в таблицу.

Таблица

№ пробирки	V,см3 КlOз	V,см3 Н20	V cуммарный см3	Концентра ция С	Время окрашива- ния τ, с	Относи- тельная скорость ν =1/ τ, с-1

Приняв концентрацию раствора йодата калия, к которому не добавляли воду, за единицу, вычислить концентрации в двух других случаях. Построить график зависимости скорости реакции от концентрации иодата калия

v=1/τ, c^-1

С

Опыт № 2. Зависимость скорости реакции от температуры.

Зависимость скорости реакции от температуры в гомогенной среде изучают на примере реакции:

Na₂S₂О_з+H₂SО₄=Na₂SО₄+SО₂+S+H₂О

При взаимодействии раствора тиосульфата натрия с серной кислотой выпадает в осадок сера, вызывающая при достижении определённой концентрации помутнение раствора. По промежутку времени от начала реакции до заметного помутнения раствора можно судить об относительной скорости этой реакции.

Налить в одну пробирку 5см³ раствора тиосульфата натрия (0,3 М), в другую - 5 см³ раствора серной кислоты (0,3 М). Обе пробирки поместить в стакан с водой на 5-7 мин с тем, чтобы растворы приняли температуру воды, и записать ее в журнал. Слить вместе содержимое обеих пробирок. Точно отметить время от начала реакции до появления помутнения. В две другие пробирки налить по 5 см³ тех же растворов. Поместить пробирки в водяную баню или стакан с водой, нагреть воду на 10°С выше температуры предыдущего опыта. Выдержать пробирки при этой температуре 5-7 мин; слить содержимое пробирок. Измерить время до появления мути. Повторить опыт, повысив температуру ещё на 10°С. Результаты опытов свести в таблицу

Таблица

№ опыта	Температура опыта Т, К	Время появления помутнения τ, с	Относительная скорость реакции ν yсл.=1/ τ, c-1

По полученным данным построить график зависимости модуля логарифма скорости реакции от обратной величины абсолютной температуры в координатах, представленных на рис. 6.2.

рис.6.2

Сделать вывод о зависимости скорости реакции от температуры. Из графика определяют тангенс угла наклона α и вычисляют энергию активации:

Е = 2,303R • tgα, Дж/моль

Экстраполировав полученную прямую до пересечения с осью lgυ, найти отрезок, равный десятичному логарифму предэкспоненциального множителя в уравнении Аррениуса. Далее рассчитать значения констант скорости реакций для каждой температуры и на их основании – среднее значение температурного коэффициента скорости реакции.

Опыт №3. Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия.

Смещение химического равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ исследуется на примере реакции:

FeCl₃+3NH₄CNS↔3NH₄Cl+Fe(CNS)₃

Отмерить мерной пробиркой по 5 cм³ paзбaвлeнныx растворов хлорида железа (III) и роданида аммония (0,003 М FeCI ₃ и 0,01 М NH₄CNS), смешать их и разделить поровну на 4 пробирки. Окраску раствору придаёт образующийся роданид железа. Одну пробирку оставить для сравнения, во вторую - добавить 3-4 капли концентрированного раствора FеС1₃, в третью - 3-4 капли насыщенного раствора NH₄CNS, а в четвёртую - насыпать немного кристаллического хлорида аммония.

Сравнить окраску растворов в трёх пробирках с окраской в контрольной пробирке. По изменению интенсивности окраски определить направление смещения равновесия и объяснить происходящие явления, исходя из принципа Ле Шателье.

Контрольные вопросы.

1. Дайте определение скорости химической реакции, в каких единицах выражается её величина?

2. Сформулируйте закон действия масс.

3. Какие факторы влияют на смещение химического равновесия?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7