Отчет по лабораторной работе №1 / Химия 1.doc

Скорость химических реакций.

Цель работы - ознакомиться с основными закономерностями протекания химических реакций и факторами, влияющими на скорость реакции.

Теоретическая часть.

Скоростью реакции называется число актов химического взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объема при гомогенных процессах а в единице поверхности при гетерогенных процессах:

,

О средней скорости химических процессов судят по изменению молярной концентрации реагирующих веществ за определенный промежуток времени:

c₁ - молярная концентрация в момент τ₁

c₂ - молярная концентрация в момент τ₂

Истинной скоростью химической реакции в данный момент времени называется первая производная концентрации по времени:

.

В гомогенной системе скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, наличия катализатора, присутствия примесей и природы растворителя.

В гетерогенной системе взаимодействие осуществляется на поверхности раздела реагирующих веществ, поэтому зависит от диффузии вещества к поверхности, а если диффузия не влияет на скорость реакции, то при прочих равных условиях увеличение поверхности раздела повышает скорость гетерогенной химической реакции.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом действующих масс (закон Гульдберга - Вааге):

Если реакция идет в соответствии со стехиометрическим уравнением, то скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции записанной в общем виде:

NA+mB→qR+pD,

Скорость реакции в соответствии с законом действующих масс выразится следующим образом:

. (6)

Здесь [A] и [B] - молярные концентрации реагирующих веществ в данный момент времени;

m и n - стехиометрические коэффициенты при реагирующих веществах.

На практике приходится иметь дело со сложными процессами, состоящими не из одной, а из множества простых стадий, называемых элементарными актами, для каждой из которых можно записать свое выражение для скорости на основании закона действующих масс. В таком случае число молекул, участвующих в элементарном акте, определяет молекулярность взаимодействия. Для приведенного выше процесса прямая реакция тримолекулярна, а обратная бимолекулярна.

В большинстве случаев показатели степени при концентрациях в уравнении закона действующих масс отличаются от числа молекул в уравнении реакции. Это происходит оттого, что уравнение реакции отражает лишь общий итог процесса.

Коэффициент пропорциональности k называется константой скорости реакции и зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора. Численно константа скорости реакции равна скорости химической реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Однако реакции идут, как правило, по отдельным стадиям и общую скорость процесса определяет наиболее медленно развивающаяся стадия. Поэтому показатели степеней при концентрациях реагирующих веществ не совпадают с их стехиометрическими коэффициентами, а концентрации некоторых из реагирующих веществ вообще могут не входить в выражение скорости химических реакций. Зависимость константы скорости реакции от температуры может быть выражена уравнением Аррениуса:

, (7)

где k - константа скорости;

A - энергия активации;

T - температура, К;

k₀ - константа;

R - газовая постоянная.

Энергией активации называется то количество энергии, которое надо сообщить молю реагирующих веществ для приведения его в реакционоспособное состояние. Энергия активации в реакции не исчезает и увеличивает тепловой эффект реакции.

При низких температурах можно считать, что скорость реакции возрастает при нагревании на 10⁰ в 2...4 раза (правило Вант-Гоффа):

Порядок проведения работы.

Скорость химических реакций в гомогенной системе изучается на примере взаимодействия растворов серной кислоты и серноватистокислого натрия (тиосульфата):

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S↓ + SO₂↑ + H₂O.

Выделяющаяся сера дает помутнение раствора. Момент исчезновения из поля зрения линеек или шрифта на бумаге, подложенной под стакан с реагирующим веществом, соответствует выделению определенного количества серы. Так как степень помутнения зависит от толщины слоя, то все опыты следует проводить в одном и том же стакане, чтобы объект жидкости и соответственно высота слоя были одинаковы.

Время, необходимое для выделения данного количества серы, обратно пропорционально средней скорости процесса.

Началом реакции считаем момент смещения растворов, условным концом реакции - выделение одного и того же количества серы.

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от температуры. Налить в один стаканчик 20 мл 0,5%-ного раствора серной кислоты, а в другой 20 мл 0,5%-ного раствора серноватистокислого натрия. Измерить температуру растворов. Поставить стаканчик с кислотой на лист линованной бумаги, быстро прилить к нему раствор соли, взболтать и отметить момент сливания растворов по метроному или по секундной стрелке часов. Следить за появлением мути от выделившейся серы и отметить отрезок времени до условного окончания процесса. Записать число ударов метронома (или секунд).

Повторять опыт 1, нагрев реагирующие растворы на 10° выше температуры первого опыта. Для этого оба стаканчика с растворами поместить одновременно на горячую водяную баню. В одном из стаканчиков периодически измерять температуру (не оставляя термометр в стакане). По достижении требуемой температуры смешать растворы и отметить по метроному продолжительность течения реакции.

Повторить тот же опыт, повысив температуру обоих растворов на 20^О выше температуры первого опыта. Результаты свести в таблицу 2.

Таблица 2

^*Коэффициент пропорциональности 100 берем для удобства расчета и построения графика.

Опыт 2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре. Налить в стаканчик 10 мл 0,5%-ного раствора серной кислоты. В другой стаканчик налить 10 мл раствора серноватистокислого натрия и 20 мл дистиллированной воды. К раствору кислоты прилить одновременно воду и раствор соли и отметить по секундомеру продолжительность опыта. Повторить опыт, изменив концентрацию соли: для этого налить 20 мл раствора соли и 10 мл воды. Растворы слить и отметить продолжительность опыта. Результаты свести в таблицу 3.

Таблица 3

Начертить график зависимости скорости реакции от концентрации серноватистокислого натрия в координатах, представленных на рис.3.

Рис.3

Опыт 3. Скорость химических реакций в гетерогенных системах а) Налить в две пробирки (1/4 их объема) соляную кислоту. Убрать два одинаковых кусочка мрамора, один из них растереть в ступке в порошок, который ссыпать на бумагу. Затем одновременно в одну пробирку ссыпать порошок, а в другую бросить кусочек мрамора. В какой из пробирок реакция прошла быстрее и почему?

Ответ: реакция идет быстрее с порошкообразным мрамором, т.к площадь поверхности раздела у порошка больше чем у цельного куска.

Контрольные вопросы

1. Составить уравнения скоростей реакций

а) 2N₃O₃ + O₂ = 2N₂O₄

б) 2Me + O₂ = 2MeO

2. Как изменится скорость реакции СО + H₂O → СО₂ + Н₂ , протекающей в закрытом сосуде при Т =313°С, если давление увеличить в четыре раза?

3. Реакция окисления NO выражается следующим уравнением:

2NO + O₂ → 2NO₂

Начальная концентрация NО равна 0,3 моль/л, а кислорода -0,15 моль/л. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию NO до 1,2 моль/л, а кислорода - до 0,6 моль/л?

Катализ и химическое равновесие.

Цель работы - ознакомиться с катализаторами, химическим равновесием и факторами, влияющими на химическое равновесие.

Катализатором называется вещество, изменяющее скорость реакции, но в результате ее само остающееся химически неизменным.

Влияние катализатора очень специфично и обусловлено его природой, физическими свойствами и даже способам его предварительной обработку.

Все каталитические процессы сводятся к двум типам: гомогенному и гетерогенному. При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор составляют однофазную систему. При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор составляют систему из двух фаз, и каталитический процесс протекает на границах раздела: газ - твердое вещество или раствор - твердое вещество. Скорость взаимодействия в этом случае пропорциональна поверхности раздела фаз.

Все химические реакции можно разделить на необратимые, направление которых не зависит от внешних условий, и обратимые, направление которых может изменяться в зависимости от температуры, концентрации и давления. Большинство химических реакций обратимо. Они протекают одновременно в противоположных направлениях, так как во всякой реакции по мере образования продуктов реакции возникает возможность взаимодействия между ними с образованием исходных веществ.

Рассмотрим обратимую реакцию в общем виде:

aA+bB↔cC+dD

Применив закон действующих масс к прямой и обратной реакциям, получим

(8)

где V₁ и V₂ - скорости прямой и обратной реакций.

По мере протекания реакции концентрация исходных веществ уменьшается и скорость прямой реакции V₁ убывает, а скорость обратной реакции V₂ возрастает вследствие увеличения концентраций полученных веществ (рис .4).

Рис. 4

Через некоторое время наступает состояние, когда скорость обратного процесса становится равной скорости прямого: V₁=V₂

Состояние, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной называется химическим равновесием, а концентрации всех четырех веществ - равновесными концентрациями .Тогда из соотношений (8) имеем:

Отсюда следует

(9)

k₁ и k₂ для данной реакции при одной и той же температуре являются величинами постоянными, а значит, и их отношение постоянно: К_с - величина постоянная и называется константой равновесия. Для реакций между газообразными веществами вместо равновесных концентраций можно использовать парциальные давления газов в смеси. При этом константу равновесия обозначают через Кр. Если концентрации реагирующих веществ выражены в мольных долях, то константа равновесия обозначается через K_N.

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от катализатора, так как последний ускоряет и прямую, и обратную реакции.

Уравнение (9) вытекает из закона действующих масс для обратимых реакций. Этот закон может быть сформулирован так: отношение произведения равновесных концентраций полученных веществ в степени их стехиометрических коэффициентов есть величина, постоянная при данной температуре.

Смещение равновесия в зависимости от изменения концентраций реагирующих веществ, температуры, давления (в случае газовых реакций) в общем случае определяется правилом Ле-Шателье: если в системе, находившейся в равновесии, изменить одно из условий ( t, p , c). то происходит смещение равновесия в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.

Применяя принцип Ле-Шателье к разным случаям, можно сделать следующие выводы:

1) при увеличении равновесной концентрации одного из веществ система химического равновесия смещается в сторону той реакции, которая понижает концентрацию этого вещества;

2) при увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молекул газа:

3) нагревание смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, охлаждение - в сторону экзотермической реакции.

Порядок выполнения работы

Опыт 1 Гетерогенный катализ.

б) Пробирку до 1/3 объема наполнить серной кислотой, затем, прилить еще 1/3 объема пробирки раствора перманганата калия KmnO₄. Полученную смесь перемешать и разлить по трем пробиркам поровну. В каждую из трех пробирок опустить по кусочку гранулированного цинка. В первую пробирку прибавить несколько кристалликов KNO₃, во вторую - в 2-3 раза большее количество KNO₃; третью пробирку оставить для сравнения.

Сопоставьте скорости обесцвечивания растворов во всех трех пробирках и сделайте вывод о влиянии количества катализатора на скорость процесса. Запишите уравнение реакции и выражение для скорости реакции.

Опыт 2. Гомогенный катализ. В предыдущем опыте реакцию разложения пероксида водорода ускоряли гетерогенным катализатором - твердым оксидом марганца MnO₂ . Эта же реакция ускоряется при помощи гомогенного катализатора - комплексного иона - тетра - аммиаката меди [Cu(NH₃)₄]²⁺. Этот катализатор является комплексным, поэтому предварительно необходимо исследовать влияние составляющих его компонентов - иона меди и аммиака. С этой целью в одну пробирку нужно налить 2 мл раствора CuSO₄ и 0,5 мл H₂O₂, во вторую - 2 мл водного раствора аммиака и 0,5 мл H₂O₂. Наблюдать образование мелких пузырьков водорода в результате слабого каталитического действия составляющих комплексное соединение компонентов.

В третью пробирку прилить 2 мл раствора CuSO₄ и добавить водного раствора аммиака до появления комплексного соединения темно-синего цвета:

[Cu(NH₃)₄]SO₄

К полученному раствору катализатора прилить .2 мл З% - ного H₂O₂. Сравнить скорость разложения пероксида во всех трех пробирках и сделать заключение о влиянии катализатора. Прилить раствор катализатора из третьей пробирки в первую и вторую. Убедиться, расходуется ли катализатор в процессе реакции.

Ответ: отдельные компоненты составного катализатора мало влияют на ход реакции. Однако составленный катализатор заметно ускоряет течение реакции. В ходе реакции катализатор не расходуется.

Опыт 3. Сдвиг химического равновесия в гомогенной системе.

Смешать в пробирке примерно по 5 мл разбавленных растворов хлорида железа (Ш) и роданистого аммония. Полученный раствор разлить в четыре пробирки поровну.

В первую пробирку из маленькой склянки добавить 2-3 капли роданистого аммония. Изменение цвета отметить.

Во вторую пробирку из другой маленькой склянки прилить немного концентрированного раствора хлорида железа (Ш). Отметить изменение цвета

В третью пробирку всыпать немного кристаллического хлорида аммония и энергично встряхнуть. Отметить изменение цвета.

В рассматриваемом процессе интенсивно окрашенным веществом является роданид железа. Поэтому усиление или ослабление цвета . всего раствора связано непосредственно с увеличением или уменьшением концентрации этого вещества.

Сделать вывод о влиянии добавок на смещение равновесия в исследуемой системе в сторону продуктов реакции или в сторону исходных веществ. Желтоватая окраска хлорида железа решающего влияния на цвет раствора не имеет, так как "маскируется" более интенсивной окраской роданида железа.

Химическое равновесие означает равенство скоростей прямой и обратной реакций. Это условие является основным для химического кинетического равновесия, о котором можно судить, если сравнивать цвет растворов в трех пробирках о окраской раствора в четвертой пробирке (контрольной).

Написать выражение для константы химического равновесия. Связать полученные результаты с принципом Ле-Шателье и законом действующих масс.

По принципу Ле-Шателье с повышением концентрации Fe и CnS равновесие смещается в сторону Fe(CnS)₃ и NH₃Cl, из-за чего раствор приобретает темно-красный цвет, а при добавлении других реактивов, по закону действующих масс, раствор меняет свой цвет от темно-красного до светло-красного.

Контрольные задачи

CH₃COOH+C₂H₅OH↔CH₃COOC₂H₅+H₂O

при некоторой температуре равна 4. Определить состав реакционной смеси при равновесии, если в реакцию введены 1 моль кислоты и 2 моль спирта.