Лабораторные работы по общей и неорганической химии

• Название: Лабораторные работы по общей и неорганической химии
• Анкор: Laboratornye_raboty_po_neoranicheskoy_khimii_2015.doc
• Дата: 14.12.2017
• Размер: 1 Mb.
• Имя файла: Laboratornye_raboty_po_neoranicheskoy_khimii_2015.doc
• Тип: Методические рекомендации; #11455
• страница: 2 из 14

υ = κС_АС_В.

Кинетическое уравнение для трехмолекулярной реакции

2А + В = АВ₂

υ = κС_А²С_В,

κ – коэффициент пропорциональности (константа скорости реакции), С_А и С_В – концентрации реагентов А и В. Коэффициент пропорциональности равен скорости реакции, когда концентрации реагентов равны единице. Таким образом, константа скорости реакции зависит только от природы реагирующих веществ и от температуры.

Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10°С скорость реакции увеличивается примерно в 2-4 раза:

υ(t₂) = υ(t₁)∙γ^Δt/10, υ(t₂), υ(t₁) – скорости реакций при температурах t₂ и t₁;∙γ – температурный коэффициент скорости, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость при нагревании на 10°С.

Скорость большинства химических реакций с нагреванием возрастает. Например, синтез воды из простых веществ при 20°С осуществить практически невозможно, при 500°С эта реакция протекает за 50 минут, а при 700°С процесс осуществляется практически мгновенно. Нагревание вызывает значительное ускорение химических превращений, так как для перераспределения электронной плотности столкнувшихся частиц, необходимы затраты времени и энергии. Реакционноспособную систему можно охарактеризовать тремя последовательно совершающимися состояниями:

[начальное]→[переходное]→[конечное].

Переходное состояние системы отвечает образованию активированного комплекса, в котором происходит перераспределение электронной плотности между атомами. Активированный комплекс существует очень короткое время. В результате его распада образуются новые молекулы.

Образование активированного комплекса требует затраты энергии. Реагируют только те молекулы, энергия которых для этого достаточна. Такие молекулы называют активными. Необходимую для перехода веществ в состояние активированного комплекса энергию называют энергией активации (Е_а).

Кроме энергии активации важным условием осуществления химической реакции является ориентация молекул в момент их столкновения. Вероятность надлежащей ориентации при столкновении характеризуют с помощью энтропии активации (ΔS_а).

Таким образом, скорость реакции зависит от температуры, энергии активации и энтропии активации.

Правило Вант-Гоффа применяется в ограниченном интервале температур, поэтому удобнее пользоваться уравнением Аррениуса, которое описывает температурную зависимость константы скорости:

κ(t) = A∙e^-E/(Rt), t – температура; R – универсальная газовая постоянная; А – постоянная, которая не зависит от температуры, а определяется только видом реакции; Е – энергия активации; е – основание натуральных логарифмов.

Для ускорения химической реакции используют катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции за счет участия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой состав. Увеличение скорости катализируемой реакции связано с меньшей энергией активации нового пути реакции. В зависимости от агрегатного состояния катализатора и реагирующих веществ различают катализ гомогенный и гетерогенный.

Ускорение химической реакции одним из её продуктов называют автокатализом. Например, гидролиз этилацетата в водном растворе:

CH₃COOC₂H₅ + H₂O = CH₃COOH + C₂H₅OH.

Продукт реакции – уксусная кислота CH₃COOH и ион Н⁺, образующийся при её электролитической диссоциации, ускоряют реакцию.

Другим примером автокатализа служит окислительно-восстановительная реакция стандартизации перманганата калия по щавелевой кислоте (см. лаб. раб. 9):

2KMnO₄ + 5H₂C₂O₄ + 3H₂SO₄  2MnSO₄ + 10CO₂ + K₂SO₄ + 8H₂O, где катализатором является ион Mn²⁺, образующийся в растворе.

Скорость автокаталитической реакции вначале возрастает вследствие увеличения количества продукта, являющегося катализатором, а затем падает в результате уменьшения концентрации исходных веществ. Автокаталитический характер имеют процессы образования новой фазы, протекающие на границе раздела фаз.

Большинство химических реакций обратимо, т.е. протекают одновременно в противоположных направлениях. Например, в реакции образования воды из простых веществ:

2H_{2 (г.)} + O_{2 (г.)} ⇌ 2H₂O _(г.); ΔН<0, ΔS<0

протекание реакции в прямом направлении сопровождается выделением теплоты (ΔН<0). Энтропия системы при этом уменьшается (ΔS<0). Движущей силой этого процесса является энтальпийный фактор. Протекание данной реакции в обратном направлении сопровождается поглощением теплоты (ΔН>0); энтропия системы возрастает (ΔS>0). Движущей силой этого процесса является энтропийный фактор. Вначале действие энтальпийного фактора преобладает над действием энтропийного фактора. Но в определенный момент наступает равновесие (ΔG = 0). При химическом равновесии число образующихся в единицу времени частиц при прямой реакции равно числу частиц, вступивших во взаимодействие при обратной реакции. Химическое равновесие – динамический процесс. В состоянии химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. После наступления равновесия концентрация веществ (продуктов и исходных) при данных условиях остаются неизменными. Эти концентрации называют равновесными.

О степени протекания процесса можно судить на основании закона действующих масс, которому подчиняется система в состоянии равновесия: частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ является величиной постоянной (Гульдберг и Вааге, 1864-1867). Эту величину называют константой равновесия (К). Для реакции, записываемой в общем виде:

aA + bB ⇌ dD + cC

в состоянии равновесия выполняется соотношение

K = [D]^d[C]^c / [A]^a[B]^b, где [D], [C], [A], [B] – равновесные концентрации реагентов.

Например,

H_{2 (г.)} + I_{2 (г.)} ⇌ 2HI_(г.); K = [HI]² / [H₂][I₂]

Константа химического равновесия зависит от природы реагентов и температуры. Она связана с изменением стандартной энергии Гиббса химической реакции уравнением:

ΔG = -RTln K.

Константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Для эндотермических процессов повышение температуры отвечает увеличению константы равновесия, для экзотермических – ее уменьшению.

Состояние равновесия сохраняется при данных условиях, если на систему не оказывается внешнее воздействие, например изменение концентрации, давления, температуры. Влияние, оказываемое на систему можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье (принцип подвижного равновесия): если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого равновесия.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации

Разложение тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ в растворе серной кислоты выражается уравнением реакции:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄  Na₂SO₄ + H₂O + SO₂ + S

Реакция протекает по следующим стадиям:

S₂O₃^2- + 2H⁺  H₂S₂O₃ (очень быстро)

H₂S₂O₃  H₂SO₃ + S (медленно)

H₂SO₃  H₂O + SO₂ (быстро)

Вторая (медленная) стадия является определяющей для скорости данной реакции.

Выполнение работы

1. В три химических стакана налить с помощью бюретки 0,1М раствора Na₂S₂O₃ и с помощью цилиндра добавить дистиллированную воду в объемах, указанных в таблице.

Таблица 1

№	V(Na2S2O3)	V(H2O)	с(Na2S2O3)	Время с	Скорость 1/
1	10 мл	20 мл
2	20 мл	10 мл
3	30 мл	0 мл

2. Налить в мерный цилиндр 20 мл 1М раствора H₂SO₄. Отмеренное количество кислоты вылить в первый стакан с раствором тиосульфата натрия и одновременно включите секундомер. Перемешать раствор стеклянной палочкой. Определить время реакции в секундах как время, прошедшее до появления первых видимых следов серы – помутнения раствора или полной потере прозрачности раствора. Повторить опыт с другими стаканами тиосульфата.

3. Вычислить молярные концентрации тиосульфата натрия в каждом из трех стаканов после добавления серной кислоты. Вычислить относительные скорости реакций как v = 1/. Результаты записать в таблицу. Построить график зависимости скорости разложения тиосульфата натрия от его концентрации. На оси абсцисс отложить молярные концентрации тиосульфата, а на оси ординат – относительные скорости реакции. Сделать вывод о характере зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия. Каков порядок данной реакции по тиосульфату натрия?
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Зависимость скорости реакции от температуры можно также проследить на примере реакции Na₂S₂O₃ с серной кислотой.

Выполнение работы

1. Налить в одну пробирку 5 мл 0,1 М раствора Na₂S₂O₃, а в другую – 5 мл 1 М раствора H₂SO₄.

2. Обе пробирки поставить в стакан с водой и через 3 минуты измерить температуру воды в стакане. Затем слить растворы в одну пробирку и определить время появления серы – время реакции в секундах. Результаты (температуру и время) записать в таблицу.

Таблица 2

№	V(Na2S2O3)	V(H2SO4)	t, oC	Время, , с	Скорость v = 1/
1	5 мл	5 мл
2	5 мл	5 мл

3. Прилить в стакан немного горячей воды так, чтобы температура воды в стакане увеличилась на 12-13^оС. Налить в пробирки по 5 мл растворов Na₂S₂O₃ и H₂SO₄. Выдержать эти пробирки в стакане 3 минуты, пока разность температур воды в стакане составит 10^оС с предыдущим опытом. После чего повторить эксперимент. Результаты записать в таблицу.

4. Вычислить температурный коэффициент реакции , =v₂/v₁. Сделать вывод о зависимости скорости реакции от температуры.
Опыт 3. Гетерогенный катализ

В две пробирки налить по 1 мл раствора пероксида водорода H₂O₂. В одну внести на кончике шпателя немного порошка оксида марганца(IV), а в другую  столько же оксида свинца (IV). Наблюдая увеличение интенсивности выделения газа, сделать вывод о роли оксидов в реакциях разложения пероксида водорода: 2H₂O₂  2H₂O + O₂. Доказать, что выделяющийся газ является кислородом.
Опыт 4. Смещение химического равновесия

Смещение химического равновесия вследствие изменения равновесных концентраций реагирующих веществ изучается на примере обратимой реакции между хлоридом железа(III) и роданидом калия или аммония. В результате реакции образуется соединение - роданид железа(III) - раствор кроваво-красного цвета:

FeCl₃ + 3KSCN  Fe(SCN)₃ + 3KCl

Интенсивность окраски зависит от концентрации этого соединения в растворе. FeCl₃ и Fe(SCN)₃ являются комплексными соединениями, константы нестойкости этих комплексов приведены в таблице (см. приложения).

Порядок выполнения опыта.

1. Взять по 10 мл 0,5М растворов хлорида железа(III) и роданида калия или аммония и смешать их в химическом стакане. После чего содержимое стакана разлить в четыре пробирки. Первую пробирку с раствором оставить, как контрольную, для сравнения.

2. Во вторую пробирку добавить 2-3 капли насыщенного раствора хлорида железа(III). Сравнить интенсивность окраски с окраской раствора в первой пробирке. В третью пробирку прилить 2-3 капли насыщенного раствора роданида калия (или аммония). Отметить, как изменяется окраска раствора. В четвертую пробирку прибавить немного кристаллического хлорида калия. Наблюдения записать в таблицу.

Таблица3

№	Вещество, концентрация которого увеличивается	Изменение окраски	Направление сдвига равновесия
1	FeCl3
2	KSCN
3	KCl

3. Написать выражение для константы равновесия этой реакции и объяснить, почему меняется окраска растворов во второй, третьей и четвертой пробирках.
Вопросы для самоподготовки
1. Скорость химической реакции для гомогенных и гетерогенных процессов. От каких факторов зависит скорость химической реакции?

2. Молекулярность и порядок реакции.

3. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант Гоффа. Температурный коэффициент скорости химической реакции.

4. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.

5. Катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ. Селективность действия катализатора. Автокатализ.

6. Химическое равновесие. Условие химического равновесия.

7. Закон действующих масс. Константа химического равновесия.

8. Смещение химического равновесия. Правило Ле Шателье.

Задачи и упражнения

1. Срок хранения автомобильных покрышек при температуре 20°С составляет 5 лет, а при температуре 10°С – 10 лет. Сколько лет можно хранить покрышки при -10°С.

2. В реакции 2-го порядка A + B → D начальные концентрации веществ А и В равны соответственно 0,5 моль/л и 1,2 моль/л. Начальная скорость реакции равна 1,2∙10^-3 моль/(л∙с). Рассчитать константу скорости и скорость реакции в момент, когда концентрация вещества В равна 1,0 моль/л.

3. Рассчитать среднюю скорость окисления этилового спирта в человеческом организме, если известно, что 200 г вина, содержащего 11,5 % спирта, полностью окисляются за 3,0 часа.

4. В системе СO_(г.) + Сl_{2 (г.)} ⇌ СOCl_{2 (г.)} концентрацию СО увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?

5. Написать выражения скорости реакции для следующих процессов:

а) N₂O_{4 (г.)} ⇌ 2NO_{2 (г.)}; г) SO_{2 (г.)} + O_{2 (г.)}⇌ SO_{3 (г.)};

б) H_{2 (г.)} + S_(к.) ⇌ H₂S_(г.); д) С_(к.) + 2H_{2 (г.)} ⇌ CH_{4 (г.)};

в) 2NO_(г.) + Сl_{2 (г.)} ⇌ 2NOCl_(г.); е) 3O_{2 (г.)}⇌ 2O_{3 (г.)}.

6. Как изменится скорость реакции

C₂H_{2 (г.)} + 2H_{2 (г.)} ⇌ C₂H_6(г.)

а) при увеличении концентрации ацетилена в 2 раза;

б) при увеличении концентрации водорода в 4 раза;

в) при увеличении давления в системе в 3 раза?

7. При 150°С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5, рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если проводить ее: а) при 250°С, б) при 100°С.

8. При температуре 58°С некоторая реакция закончилась за 1 час 4 минуты. При какой температуре реакция закончится за 1 минуту, если температурный коэффициент равен двум?

9. Как изменится скорость реакции 2NO_(г.) + Cl_{2 (г.)} ⇌ 2NOCl_(г.) при одновременном увеличении концентрации оксида азота (II) в 2 раза и уменьшении концентрации хлора в 4 раза?

10. Обратимая реакция описывается уравнением: A + B ⇌ C + D. Смешали по 1 моль каждого из этих веществ. После установления равновесия в смеси обнаружено 1,5 моль вещества С. Рассчитать константу равновесия.

11. Как влияет увеличение температуры на состояние равновесия в следующих реакциях:

а) FeO_(к.) + CO_(г.) ⇌ Fe_(к.) + CO_{2 (г.)} + Q;

б) N_{2 (г.)} + O_{2 (г.)} ⇌ 2NO_(г.) – Q?

12. Как влияет охлаждение на состояние равновесия в следующих реакциях:

а) С_(к.) + CO_{2 (г.)} ⇌ 2 CO_(г.) – Q; б) H_{2 (г.)} + O_{2 (г.)} ⇌ H₂O_(ж.) + Q?

13. В каком направлении сместятся равновесия:

а) N₂O_4(г) ⇌ Б 2NO_2(г) - 58,4 кДж,

б) CO_(г) + H₂O_(г) ⇌ CO_2(г) + H_2(г) + 41,2 кДж,

в) COCl_2(г) ⇌ CO_(г) + Cl_2(г) - 112,5 кДж,

г) 2NO_(г) + O_2(г) ⇌ 2NO_2(г) + 113 кДж,

д) SO_2(г) + O_2(г) ⇌ 2SO_3(г) + 196,6 кДж,

е) 2HBr_(г) ⇌ H_2(г) + Br_2(г) - 72,5 кДж,

ж) C_(т)+ H₂O_(г) ⇌ CO_(г) + H_2(г)- 132 кДж,

и) CuO_(т) + C_(т) ⇌ CO_(г) + Cu_(т) - 46 кДж,

к) FeO_(т) + CO_(г) ⇌ Fe_(т) + CO_2(г) + 17 кДж,

при понижении температуры? При повышении давления? При увеличении концентрации исходных веществ?