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, Na2S2Оз, FeCl3, NH4CNS, CuS04, Н2О2, крахмала; МnО2. 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

 
  скорость химических реакций и химическое равновесие - student2.ru

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:

Na2S2Оз+H24=Na24+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.

скорость химических реакций и химическое равновесие - student2.ru

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

Наши рекомендации