Головна

КІНЕТИКА і РІВНОВАГА

  1. I. ХІМІЧНА РІВНОВАГА
  2. II. Ринкова рівновага.
  3. III.2. Рівновага вертикальної диференціації
  4. Аналіз ринку. Попит і пропозиція. ринкова рівновага
  5. Взаємодія попиту і пропозиції. Ринкова рівновага.
  6. ВПЛИВ НА РИНКОВЕ РІВНОВАГУ індивідуальній ПОДАТКУ
  7. ВПЛИВ НА РИНКОВЕ РІВНОВАГУ індивідуальній ДОТАЦІЙ

Методичні вказівки до лабораторних робіт по курсу «ХІМІЯ»

укладачі:

БЕЛОВА С. б

ГРИШИНА Н. д.

ГОРЛАЧЕВА Т. к.

Москва 2002

Мета роботи: Вивчення впливу концентрації речовин на швидкість хімічної реакції і зміщення хімічної рівноваги.

1. швидкість хімічної реакції

Перехід системи з одного стану в інший, в тому числі і хімічна реакція, завжди протікає в часі і вимірюється швидкістю хімічної реакції. Швидкість хімічної реакції показує число хімічних взаємодій в одиниці об'єму [1] або на одиниці площі поверхні розділу фаз [2] за одиницю часу. вимірюється швидкість реакції v зміною концентрації С реагує речовини в одиницю часу t:

v= ± С21/ t2-t1= ± ?С / ?t. (1)

Швидкість реакції залежить від наступних факторів:

1. концентрації реагуючих речовин,

2. температури і природи реагуючих речовин

3. присутності в системі каталізатора.

При практичному використанні хімічних реакцій важливо знати, з якою швидкістю буде протікати дана реакція в тих чи інших умовах, і як потрібно змінювати ці умови, щоб реакція протікала з необхідною швидкістю. Розділ хімії, що вивчає швидкості хімічних реакцій, називається хімічної кінетикою.

1.1. ЗАЛЕЖНІСТЬ ШВИДКОСТІ РЕАКЦІЇ ВІД концентрації реагуючих речовин

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин в ступеня деяких чисел, що визначаються дослідним шляхом.

У загальному випадку для реакції

aA +bB +dD + ... =fF + ...

експериментально певна залежність швидкості від концентрації виражається кінетичним рівнянням

v=kС?AС?BС?D, ... ...(2)

в котрому:

- a, b, d - Стехіометричні коефіцієнти;

- ?, ?, ? - експериментально визначаються числа, які є ступенями концентрації реагуючих речовин;

- k - Константа швидкості реакції.

Показник ступеня концентрації реагуючих речовин в кінетичному рівнянні реакції (?, ?, ?) називається порядком реакції по даної речовини.

Загальним порядком хімічної реакції, або просто порядком реакції, називається величина, що дорівнює сумі показників ступеня концентрації реагентів в кінетичному рівнянні реакції (? + ? + ?).

1.2. ЗАЛЕЖНІСТЬ ШВИДКОСТІ РЕАКЦІЇ ВІД ТЕМПЕРАТУРИ

При підвищенні температури зазвичай швидкість хімічних реакцій збільшується відповідно до правилом Вант-Гоффа, Яка затверджує. Що при підвищенні температури на кожні 100З швидкість реакції і її константа швидкості збільшуються в 2-4 рази:

vТ + 10/ vТ=kТ + 10/kТ=? (?2-4). (3)

Більш точно залежність константи швидкості реакції k від температури Т описується рівнянням Арреніуса

lnk= B-A / T,(4)

де А і В - постійні, для визначення яких досить мати мінімум Лва значення константи швидкості (самої швидкості або часу проходження процесу до певної межі) при двох температурах. Для цього складається система з двох рівнянь з двома невідомими А і В.

Коефіцієнт А, помножений на газову постійну R, являє собою енергію активації, Еа:

Еа= AR = R • (T1• T2 / T2-T1) • ln k2/k1= 8,314 • 2,303 • (T1• T2 / T2-T1) • lg k2/k1=

19,14 • (T1• T2 / T2-T1) • lg k2/k1 (Дж / моль). (5)

Енергія активації - це те надмірну кількість енергії в порівнянні з середньою величиною, якою повинна володіти молекула в момент зіткнення, щоб бути здатною до хімічної взаємодії.

Енергія активації пов'язана з константою швидкості рівнянням Арреніуса (Інша його форма)

k= C • e-Eа/RT, (6)

де С - постійна; e - основа натурального логарифма. Щоб обчислити енергію активації реакції, досить знати два значення константи швидкості (швидкості, часу проходження реакції) при двох температурах.

1.3. ВПЛИВ КАТАЛІЗАТОРА

Ефективний спосіб регулювання швидкості реакції заснований на застосуванні каталізатора.

Каталізатори - це речовини, які підвищують швидкість хімічної реакції.

Каталізатор вступає у взаємодію з реагентами з утворенням проміжного хімічної сполуки і звільняється в кінці реакції. У більшості випадків дія каталізатора пояснюється тим, що він знижує енергію активації реакції.

Вплив, який чиниться каталізаторами на хімічні реакції, називається катализом.

Вплив каталізатора не позначається на становищі хімічної рівноваги, оскільки він в рівній мірі прискорює і пряму і зворотну реакції, і таким чином, не викликає зміщення рівноваги.

2. ХІМІЧНА РІВНОВАГА

Всі хімічні реакції, в принципі, оборотні. Це означає, що в реакційній суміші здійснюється як взаємодія реагентів (при цьому утворюються продукти), так і взаємодію продуктів (при цьому утворюються реагенти).

Відповідно до рівняння конкретної оборотної реакції розрізняють пряму реакцію, що протікає по рівнянню зліва направо, і зворотну реакцію, що протікає по рівнянню справа наліво:

пряма реакція

реагенти U Продукти

зворотна реакція

 Пряма і зворотна реакції протікають одночасно в протилежних напрямках.

 У всіх оборотних реакціях швидкість прямої реакції зменшується, а швидкість зворотної реакції зростає до тих пір, поки обидві швидкості не стануть рівними і не встановиться стан рівноваги.

Кількісною характеристикою хімічного рівноваги є константа рівноваги реакції. Для загального випадку хімічної реакції

aA +bB + ... = сЗ +dD + ...

константа рівноваги реакції К є постійна при даній температурі величина, що виражає співвідношення між рівноважними концентраціями продуктів реакції (чисельник) і реагентів (знаменник):

К = [С]с[D] d... / [A]a[B]b ...(7)

Рівноважні концентрації позначаються формулами речовин, укладених в квадратні дужки.

3. ЗСУВ ХІМІЧНОГО РІВНОВАГИ.

ПРИНЦИП Лешательє

При зміні умов протікання реакції (температури, тиску, концентрації будь-якого з беруть участь в реакції речовин) швидкості прямого і зворотного процесів змінюються неоднаково, і хімічна рівновага порушується. В результаті переважного протікання реакції в одному з можливих напрямків встановлюється стан нового хімічного рівноваги, що відрізняється від початкового. Процес переходу від одного рівноважного стану до деформації називається

зміщенням хімічної рівноваги. Напрямок цього зміщення підпорядковується принципом Ле Шательє:

якщо для системи, що знаходиться в стані хімічної рівноваги, змінити будь-яка умова, що впливає на рівновагу (концентрація, температура, тиск), то система відповість мимовільним процесом, спрямованим на зменшення цієї зміни.

Вплив концентрації.Вплив концентрації на стан рівноваги підпорядковується наступним правилам:

при підвищенні концентрації одного з реагентів рівновага зсувається в напрямку утворення продуктів реакції;

 при підвищенні концентрації одного з продуктів реакції рівновагу зсувається в напрямку освіти реагентів.

Такий вплив проявляється при додаванні в реакційну суміш лише одного реагенту або продукту; кількості ж інших реагентів залишаються незмінними і витрачаються при подальшому протіканні прямої або зворотної реакції до встановлення нового положення рівноваги.

вплив температури. Всі хімічні реакції протікають зі зміною ентальпії. У кожної оборотної реакції один із її напрямів (пряма і зворотна реакція) відповідає екзотермічного процесу, а інше - ендотермічний.

Вплив зміни температури на стан хімічної рівноваги підпорядковується наступним правилам:

 при підвищенні температури хімічна рівновага зміщується в напрямку ендотермічної реакції, при зниженні температури - в напрямку екзотермічної реакції.

вплив тиску. У всіх реакціях за участю газоподібних речовин (реагентів, продуктів), що супроводжуються зміною обсягу за рахунок зміни кількості речовини при переході від реагентів до продуктів, на положення рівноваги впливає тиск в системі.

Вплив зміни тиску на положення хімічної рівноваги підпорядковується наступним правилам:

при підвищенні тиску рівновагу зсувається в напрямку утворення речовин (реагентів або продуктів) з меншим об'ємом;

при зниженні тиску рівновагу зсувається в напрямку утворення речовин (реагентів або продуктів) з великим обсягом.

4. ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

4.1. Вплив концентрації НА ЗСУВ ХІМІЧНОГО РІВНОВАГИ

Розглянемо оборотну реакцію взаємодії хлориду заліза (III) (FeCl3) З роданідом амонію (NH4CNS) з утворенням роданида заліза (Fe (CNS) 3) І хлориду амонію (NH4Cl):

FeCl3+ 3NH4CNS U Fe (CNS) 3+ 3NH4Cl. (8)

Червоне забарвлення роданида заліза дозволяє стежити за зрушенням хімічної рівноваги при зміні концентрації одного з реагентів чи продуктів реакції.

виконання досвіду.

Налийте в пробірку 10 мл розведеного розчину FeCl3 і додайте 10 мл розведеного розчину NH4CNS.

Розлийте розчин порівну в чотири пробірки. В першу додайте кілька крапель концентрованого розчину хлориду заліза, в другу ложечку сухого розчину роданида амонію, в третю насипте трохи сухого хлориду амонію. Порівняйте забарвлення розчинів у трьох пробірках з забарвленням в четвертій контрольній пробірці і зробіть висновок про вплив концентрації на зміщення хімічної рівноваги.

Результати досвіду оформите у вигляді таблиці 1.

Таблиця 1

Вплив концентрації речовин на зміщення хімічної рівноваги

 № пробірки  Додавання речовини  Ізмененіеокраскі роданида железаFe (CNS) 3  Зміщення хімічної рівноваги
 FeCl3  NH4CNS  NH4Cl
 FeCl3конц. - -  Інтенсивність забарвлення посилюється  вправо >
-  NH4CNSсухой -  Інтенсивність забарвлення посилюється  вправо >
- -  NH4ClСухой  Інтенсивність забарвлення слабшає  вліво <
 FeCl3розбавляючи.  NH4CNSразбавл. -  Розчин червоного кольору  -

висновок: При збільшенні концентрації реагентів (FeCl3 або NH4CNS) хімічну рівновагу зміщується в бік утворення продуктів реакції. Спостерігаємо посилення інтенсивності забарвлення розчину. При збільшенні концентрації одного з продуктів реакції (NH4Cl) хімічну рівновагу зміщується в бік реагентів. Спостерігаємо ослаблення інтенсивності забарвлення розчину.

4.2. ЗАЛЕЖНІСТЬ ШВИДКОСТІ РЕАКЦІЇ ВІД концентрації реагуючих речовин

Вивчимо залежність швидкості розкладання тіосерной кислоти від концентрації реагуючих речовин. Тіосульфат натрію Na2S2O3 стійкий в кристалічному стані і в не дуже кислотних розчинах. У кислотних розчинах утворюється тіосерная кислота:

Na2S2O3+ H2SO4= H2S2O3+ Na2S2O4,

або

S2O32 + 2H+= H2S2O3. (9)

Ця реакція проходить швидко, але утворюється тіосерная кислота нестійка і мимовільно розкладається з утворенням сірки і сірчистої кислоти:

H2S2O3= S + H2SO3. (10)

Ця реакція проходить порівняно повільно, за її проходженням зручно стежити за освітою суспензії сірки. Швидкість освіти сірки залежить від концентрації кислоти, температури і інших чинників.

Можна припустити, що утворення сірки проходить по реакції, описуваної рівнянням, одержуваних об'єднанням рівнянь (9) і (10):

S2O32 + 2H+= S + H2SO3. (11)

Якщо проходить саме така реакція, то її швидкість буде визначатися кінетичним рівнянням

v=k СS2O32 С2H+ , (12)

і при експериментальному підтвердженні можна припустити, що реакція проходить саме по рівнянню (12).

Постановка експерименту грунтується на тому, що по щільності суспензії сірки судять про кількість розклалася тіосерной кислоти.

Досліди проводяться в колбі, на стінці якої нанесена кольорова (чорна або синя) смужка. На початку досвіду ця смужка чітко проглядається через прозорий розчин Na2S2O3. Після додавання в розчин сірчаної кислоти починається поступове утворення суспензії сірки, розчин стає мутним і кольорова смужка, яку розглядають крізь розчин, стає невидимою. При цьому слід намагатися відлік часу продовжувати кожен раз до однаковою каламутності розчину.

виконання. Досліди проводимо з постійною концентрацією сірчаної кислоти і різною концентрацією тіосульфату натрію (табл.2).

1). В пробірку влити з бюретки 10 мл розчину H2SO4, А в колбу - 5 мл розчину Na2S2O3 і 10 мл H2O. Розчин сірчаної кислоти швидко вилийте з пробірки в колбу з розчином тіосульфату натрію. Негайно почніть відлік часу за секундоміром, одночасно обережно перемішуйте розчин колбою-трубочкою, опустивши її 2-3 рази до дна колби.

Продовжуючи відлік часу, спостерігайте за кольоровою смужкою через шар розчину в колбі. У той момент, коли смужка перестає бути видимим через розчин, запишіть час (??) проходження реакції. Вилийте розчин з колби, промийте її водою, протираючи йоржиком для видалення осаду сірки зі стінок колби (припускають, що сірка каталізує розкладання тіосерной кислоти).

2). Проведіть досліди з більшою концентрацією тіосульфату натрію. Спочатку збільште концентрацію тіосульфату в 2 рази (10 мл розчину тіосульфату натрію і 5 мл води), потім в 3 рази (15 мл розчину тіосульфату натрію) (табл.2).

3). Зведіть всі дані в таблицю (табл.2), записуючи в неї обсяги вихідних розчинів і дистильованої води, час проходження реакції (??) і швидкість реакції, умовно прийнявши її рівною зворотного часу (1 / ??).

Таблиця 2

 відносна концентраціяСотн  Обсяги вихідних розчинів, мл  час проходження реакціі??, з  Швидкість реакціїv (v = 1 / ??), з-1
 вливається в одну колбу  в пробірку
 Na2S2O3  H2O  H2SO4
   
   
   

4). Побудуйте графік залежності швидкості проходження реакції (1 / ??) від відносної концентрації розчину (С). Для цього на лист міліметрового паперу нанесіть дві прямокутні осі координат. По осі абсцис (вісь x) відкладіть незалежну змінну С, т. Е. Величину, що задається самим експериментатором. По осі ординат (вісь y) відкладіть визначається величину 1 / ??.

На осях координат вказується символ величини, і поруч, після коми, одиниця виміру, причому десятковий множник відноситься до одиниці виміру (рис.). Числові значення експериментальних точок ні на осі координат, ні поруч з точкою не записуються.

v• 10-4, с-1

3

2

 
 


 1 ...

1 2 3 Зотн

Мал. Приклад залежності швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.

Масштаби на координатних осях слід вибирати так, щоб координати будь-якої точки на графіку визначалися легко і швидко без непотрібних розрахунків. Найбільш зручно відстань між двома сусідніми поділками вибирати так, щоб воно складало одну, дві, п'ять, десять одиниць вимірюваної величини, або ж дорівнювало тих самих чисел, помноженим на постійний множник 10±n, Де n - ціле число.

Масштаб повинен бути таким, щоб експериментальні точки не зливалися один з одним і, по можливості, розташовувалися по діагоналі графіка, т. Е. Таким чином, щоб кут нахилу кривих на графіку був близький 450 (Мал.).

5). Зробіть висновок про вплив концентрації тіосульфату натрію на швидкість реакції.

ЛІТЕРАТУРА

1. Зайцев О. с. Дослідницький практикум з загальної хімії. Учеб. допомога. М .: Изд-во МГУ, 1994, 480 с.

2. Глінка Н. л. Загальна хімія: Навчальний посібник для вузів. / Под ред. В. а. рабиновича. Л .: Хімія, 1983, 704 с.

3. Глінка Н. л. Завдання і вправи з загальної хімії. Навчальний посібник для вузів. / Под ред. В. а. рабиновича і Х. м. Рубіні. Л .: Хімія, 1985, 264 с.

ЗМІСТ

1. Швидкість хімічних реакцій ... ... 3

1.1. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих веществ...3

1.2. Залежність швидкості реакції від температури ... 4

1.3 Вплив каталізатора ... ... 5

2. Хімічна рівновага ... ... 6

3. Зміщення хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє ... 7



http://www.salesportal.ru/archives/4784 | Класифікація пам'яток ІСТОРІЇ ТА КУЛЬТУРИ
© um.co.ua - учбові матеріали та реферати