Лабораторные работы по химии. Плакидкин А. А, Стась Н. Ф. 13 основных лабораторных работ по общей химии. Томск, 2006. 60 с. Лабораторный
 Скачать 1.22 Mb.
|
|
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ Введение Химические реакции очень сильно отличаются по скорости протекания. Например, взаимодействие водорода с хлором на свету происходит мгновенно 26 взрыва коррозия металлов длится годами. Скорость химических реакций изучает химическая кинетика В химической кинетике реакции подразделяются на простые и сложные. Простые реакции протекают без образования промежуточных соединений (в одну стадию, а сложные – в две или несколько стадий. Каждая стадия сложной реакции может рассматриваться как простая реакция. Среди последовательных стадий сложной реакции всегда имеется одна стадия, которая ограничивает скорость протекания всей реакции в целом. Эта стадия называется лимитирующей стадией сложной реакции. Скорости всех других последовательных стадий равны скорости лимитирующей стадии и, следовательно, равны между собой. Скорость реакции зависит от концентрации реагирующих веществ, эта зависимость устанавливается законом действующих масс для скорости реакции. Согласно этому закону, для реакции, имеющей химическое уравнение a A + bB = Продукты, скорость реакции определяется выражением β α ] [ ] [ B A k V = , в котором k – константа скорости реакции, [A], [B] – молярные концентрации реагентов, показатели степени α, β называются частным кинетическим порядком реакции по веществам А, В соответственно. Сумма частных порядков реакции α + β = p представляет собой общий кинетический порядок реакции. Существуют реакции нулевого порядка (p = 0), первого порядка (р = 1), второго порядка (р = 2) и третьего порядка (р = 3). В некоторых случаях порядок реакции выражается нецелым, а дробным числом. Для простых реакций частные порядки совпадают с коэффициентами перед реагентами в химическом уравнении реакции, а общий порядок равен сумме всех коэффициентов в левой части уравнения реакции. Для сложной реакции, как правило, порядок не совпадает с коэффициентами перед реагентами, но совпадает с порядком её лимитирующей стадии. Примечание. Для некоторых сложных реакций кинетический порядок совпадает с коэффициентами перед реагентами такие реакции в химической кинетике называются формально простыми. Кинетический порядок реакции определяют обычно графическим методом. В реакциях нулевого порядка скорость реакции остается постоянной. График экспериментальных данных для такой реакции в координатах V (скорость) _ С концентрация) представляет прямую линию, параллельную оси абсцисс (риса. В реакциях первого порядка скорость возрастает пропорционально концентрации (рис. б. В реакциях, порядок которых больше единицы, между V и С наблюдается экспоненциальная зависимость (рис.2,в). 27 V V V C C C а) б) в) Рис. 2. Зависимость скорости (V) от концентрации (Св реакциях нулевого (а, первого (б) и второго (в) порядка Для того, чтобы участвовать в реакции, молекулам необходима избыточная энергия по сравнению со средней энергией молекул приданной температуре. Эта избыточная энергия называется энергией активации реакции она обозначается Е а и измеряется в кДж/моль. Константа скорости реакции и её энергия активации связаны уравнением Аррениуса k A e E R Энергия активации Е а и множитель А его называют предэкспоненциальным множителем) являются постоянными величинами, характеризующими данную реакцию в отличие от константы скорости k, они не зависят от температуры. Энергию активации можно найти, если измерить константу скорости реакции при двух температурах Т и Т. При вычислении энергии активации потребуются не абсолютные значения константы скорости, а их отношение (k 2 : k 1 ). Это тоже самое, что отношение скоростей реакции при двух температурах (V 2 : V 1 ), или отношение времени протекания реакции при Т к её времени при Т ( τ 1 : τ 2 ), так как все эти отношения равны между собой k 2 : k 1 = V 2 : V 1 = τ 1 : τ 2. Формулу для вычисления Ea можно легко получить, если записать уравнение Аррениуса два раза – для температур Т и Т k A e E R T a 1 и k Ae E RT a 2 и разделить второе уравнение на первое. После преобразований получается формула E R T T T T a = − ⋅ 2 3 1 2 2 1 1 2 , l Экспериментальная часть Целью работы является экспериментальное определение кинетических параметров химической реакции порядка реакции и энергии активации. Сущность метода. В данной работе исследуется реакция между тиосульфатом натрия и серной кислотой. Реакция описывается уравнением Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 + S ↓+ H 2 O Один из продуктов реакции (сера) походу реакции образуется в виде очень мелких невидимых вначале коллоидных частиц. Когда количество серы возрастаете частицы начинают соединяться между собой (коагулировать) и становятся заметными благодаря тому, что рассеивают свет. Рассеяние света коллоидными частицами серы наблюдается в виде голубоватого окрашивания раствора, напоминающего слабое свечение. Это явление называется опалесценцией При проведении эксперимента необходимо измерять промежуток времени между двумя моментами моментом начала реакции и моментом, когда становится видимой опалесценция. Этот промежуток принимается за время протекания реакции ( τ ). Величина, обратная τ , пропорциональна скорости реакции (V). Далее для краткости эту величину будем называть скоростью реакции. Чтобы выполнить работу, необходимо провести две серии измерений. Первая серия выполняется при различных концентрациях тиосульфата натрия, в то время как концентрация серной кислоты берется одинаковой для всех измерений в этой серии. Эта серия дает скорость реакции как функцию концентрации тиосульфата натрия V = f([Na 2 S 2 O 3 ]) Во второй серии переменной величиной является концентрация серной кислоты, в то время как концентрация тиосульфата натрия поддерживается постоянной. Этой серией определяется скорость реакции в зависимости от концентрации серной кислоты V = f([H 2 SO 4 ]) Объединив измеренные таким образом две зависимости скорости от концентраций реагентов, получают уравнение, связывающее скорость реакции с обеими переменными концентрациями реагентов. Это и будет уравнение закона действующих масс или кинетическое уравнение реакции β α = ] [ ] [ 4 2 3 2 2 SO H O S Na Неизвестными величинами, которые нужно определить, являются показатели степени α и β, те. порядок реакции по тиосульфату натрия и серной кислоте. Опыт 1. Определение кинетического порядка по тиосульфату натрия Ход опыта. 1. В пяти отдельных пробирках приготовить пять растворов тиосульфата натрия с различными концентрациями. В первую пробирку налить из капельницы 2 капли раствора Na 2 S 2 O 3 , во вторую – четыре, в третью – шесть, в четвёртую – восемь ив пятую – десять капель раствора. После этого объём раствора в каждой пробирке довести до 12 капель добавлением воды в первую пробирку внести 10 капель воды, во вторую – 8, в третью – 6, в четвёртую – 4 ив пятую – 2. Если принять концентрацию первого раствора за единицу, то следующие будут иметь концентрации два, три, четыре и пять. 2. В приготовленных пробирках с растворами Na 2 S 2 O 3 провести реакции с серной кислотой. Для этого в каждую из них добавить одну каплю серной кислоты. Каждый раз по секундомеру определить время реакции (достижение одинаковой интенсивность опалесценции. 3. Вычислить значения скорости реакции и заполнить таблицу Номер Число капель Число капель Концентрация Время Скорость 29 Опыта тиосульфата натрия воды тиосульфата натрия, С реакции, τ реакции, V = 1 ⁄τ 1 2 10 1 2 4 8 2 3 6 6 3 4 8 4 4 5 10 2 5 4. Построить график зависимости скорости реакции от концентрации Na 2 S 2 O 3 , по виду которого установить частный кинетический порядок реакции по тиосульфату натрия. Опыт 2. Определение кинетического порядка по H 2 SO 4 1. Приготовить три пробирки с растворами H 2 SO 4 разной концентрации. Для этого в первую пробирку налить одну каплю серной кислоты, во вторую 2, а в третью 3 капли после этого в каждую пробирку добавить дистиллированную воду так, чтобы объемы растворов во всех пробирках были одинаковыми – по 8 капель. 2. Раствор тиосульфата натрия в этом опыте берется одинаковым – четыре капли. Чтобы результат опыта был более точным, четыре капли раствора Na 2 S 2 O 3 поместить в отдельную пробирку, а затем вне вливать раствор из одной, из трёх заранее приготовленных, пробирки. Время реакции измеряется таким же образом, как ив первой серии затем также заполняется таблица. Номер опыта Число капель Число капель Н 2 О Концентрация Время реакции, τ Скорость реакции, V = 1 ⁄τ 1 1 7 1 2 2 6 2 3 3 5 3 3. По полученным опытным результатам построить график зависимости скорости реакции от концентрации серной кислоты. Вид полученного графика позволяет определить частный кинетический порядок реакции по серной кислоте Зная оба частных порядка, написать кинетическое уравнение реакции. Опыт 3. Определение энергии активации В данном опыте определяется энергия активации той же реакции между тиосульфатом натрия и серной кислотой. Для этого время её протекания измеряется при трёх разных температурах, но при одинаковых концентрациях реагентов. Опыт проводится следующим образом. 1. В трёх пробирках приготовить одинаковые объемы раствора Na 2 S 2 O 3 одной и той же концентрации. Рекомендуется в каждой пробирке к двум каплям раствора тиосульфата натрия, взятого из штатива с реактивами, добавить десять капель дистиллированной воды. 2. Впервой пробирке реакция проводится при обычной температуре. Для этого пробирку перед началом реакции поместить на 3 - 5 мин в термостат, имеющий комнатную температуру, так чтобы раствор в пробирке принял температуру термостата. В качестве термостата используется химический стакан с водой температура воды в термостате контролируется термометром. После того, как температура установилась, в пробирку добавляется одна капля серной кислоты и измеряется время реакции. 3. Температура термостата повышается (прибавлением горячей воды) на десять градусов. Вторая пробирка с Na 2 S 2 O 3 термостатируется в течение 5 мин при новой температуре ив ней точно также проводится реакция с одной каплей серной кислоты. Таким же образом с интервалом в десять градусов проводится измерение времени протекания реакции в третьей пробирке. Данные заносятся в таблицу Номер пробирки 1 2 3 Температура, С Температура, К Время реакции τ, с Скорость реакции, V = 1 ⁄τ 4. Для каждой пары из двух температур вычислить величину энергии активации. После этого, исходя из трёх полученных значений энергии активации, вычислить среднее значение энергии активации. 5. Определить ошибку опыта, сравнив найденное значение энергии активации с известным по литературе (35 кДж/моль). Описать опыт и сделать вывод. Работа 7. ПРИГОТОВЛЕНИЕ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА Введение В химической практике, а также в быту часто возникает необходимость в приготовлении растворов различной концентрации. Способов приготовления растворов много, но каждый из них обладает своими преимуществами и недостатками. Например, приготовление раствора по правилу креста не требует сложных расчетов, но довольно велика относительная погрешность приготовления (до 10 %). Можно приготовить раствор с помощью фиксанала – это герметично запаянная стеклянная ампула с точно взятой навеской сухого вещества или точным объемом кислоты. В этом случае достигается самая высокая точность приготовления, но из-за высокой стоимости фиксаналов растворы на их основе готовят в редких случаях. Наиболее оптимальным является способ, когда более концентрированный раствор разбавляют водой до заданной концентрации. Это простой способ, позволяющий готовить растворы с довольно высокой точностью (ошибка менее 1 %). Для приготовления раствора необходимо знание различных способов выражения концентрации и умение переходить от одного способа к другому. Наиболее распространены пять способов выражения концентрации растворов 1) Массовая доля растворенного вещества – масса растворенного вещества, содержащаяся в 100 массовых частях раствора. 2) Молярная концентрация – количество вещества водном литре раствора. 31 3) Молярная концентрация эквивалента (эквивалентная концентрация) – количество эквивалентных масс вещества водном литре раствора. 4) Моляльность – количество вещества водном килограмме растворителя. 5) Титр – масса растворенного вещества водном мл (см) раствора. При переходе от массовых концентраций (массовая доля, моляльность) к объемным (остальные) необходимо знать плотность раствора, которая определяется опытным путем с помощью ареометра Ареометр – это прибор для измерения плотности жидкостей. Он представляет собой запаянную стеклянную трубку с грузом на одном из её концов и со шкалой. Шкала градуирована в единицах плотности (кг /м 3 или гл. Когда ареометр погружен в жидкость, то уровень её поверхности совпадает стем делением на шкале, которое указывает плотность этой жидкости. Зная плотность раствора, можно в справочной литературе найти массовую долю растворенного вещества. Например, для раствора гидроксида натрия имеются такие данные Плотность, кг/л 1,00 1,05 1,10 1,15 1,20 1,25 1,30 1,35 1,40 1,50 Масс. доля, % 0 4,65 9,19 13,73 18.25 22,81 27,40 32,09 36,99 47,33 Наиболее доступными точным методом экспериментального определения концентрации растворов является титрование. Это метод количественного химического анализа, основанный на измерении объема раствора с известной концентрацией, затраченного на реакцию с раствором вещества неизвестной концентрации, которую нужно измерить. В зависимости от типа реакции, лежащей в основе процесса титрования. различают кислотно-основное титрование, окислительно-восстановительное и т.д. Для определения концентрации щелочей применяется кислотно-основное титрование раствором кислоты. При этом протекает реакция нейтрализации NaOH + HCl = NaCl + H 2 O, к которой можно применить закон эквивалентов m NaOH m HCl M NaOH M HCl эк эк ( ) ( ) ( ) ( ) = Если концентрация растворов является эквивалентной концентрацией (С эк ), то масса вещества (m) в объеме раствора (V) равна m = C эк M эк V и выражение закона эквивалентов принимает вид эк) = эк) Таким образом, для определения эквивалентной концентрации щелочи необходимо знать концентрацию кислоты и объемы растворов кислоты и щелочи, вступивших в реакцию. Экспериментальная часть Цель работы 1) Определить с помощью ареометра плотность раствора гидроксида натрия и массовую долю растворенного вещества. 2) Приготовить раствор гидроксида натрия заданной эквивалентной концентрации. 3) Определить методом титрования концентрацию приготовленного раствора. Опыт 1. Определение плотности раствора с помощью ареометра Получить раствор гидроксида натрия и налить его в цилиндр емкостью 250 мл. В раствор осторожно опустить ареометр. Записать показания ареометра (вовремя наблюдения ареометр не должен касаться стенок цилиндра. По таблице плотности раствора (см. введение) определить массовую долю растворенного вещества в исследуемом растворе. Если показания ареометра не совпадают с табличными данными, то массовую долю определить методом интерполяции. Метод интерполяции заключается в определении промежуточного, между табличными, значения искомой величины. Предположим, что при помощи ареометра определена плотность раствора гидроксида натрия 1,125. По методу интерполяции расчет проводят в следующем порядке. 1) По таблице плотностей находят меньшее и большее значения массовой доли NaOH и плотности растворов: меньшее значение ω = 9,19 %, меньшее значение плотности = 1,10 г/мл; большее значение ω = 13,73 %, большее значение плотности = 1,15 г/мл. 2) Находят разность между табличными значениями плотностей и концентраций (г /мл), 13,73 – 9,19 = 4,54 (%). 3) Находят разность между значением плотности, определенной ареометром, и меньшим табличным 1,125 – 1,100 = 0,025 (г /мл). 4) Составляют пропорцию и решают е 4,54 (%) – 0,05 (г /мл) х – 0,025 (г /мл) % , , , , 27 2 05 0 54 4 025 0 x = ⋅ = 5) Найденное число прибавляют к меньшему табличному значению массовой доли и получают массовую долю NaOH в растворе с плотностью 1,125: 9,19 + 2,27 = 11,46 %. Опыт 2. Приготовление раствора заданной концентрации Ход опыта 1. Получить от преподавателя задание на приготовление раствора методом разбавления того раствора, массовая доля которого была определена при помощи ареометра. Обычно дается задание приготовить 250 мл раствора с эквивалентной концентрацией 0,08 н, 0,1 н, 0,12 н, 0,14 ни т.д. Раствор готовят в стеклянных мерных колбах, разбавляя раствор первого опыта водой. 33 2. Вычислить объем имеющегося раствора щелочи, необходимый для приготовления мл заданного раствора. 3. Мерным цилиндром или мерной бюреткой отмерить необходимый объем имеющегося раствора NaOH. Вылить щелочь в мерную колбу. Дважды ополоснуть цилиндр дистиллированной водой, слить воду в туже колбу. 4. Содержимое колбы разбавить до метки водой. Разбавление вначале можно вести быстро, но когда уровень жидкости будет ниже метки на 0,5 –1 см, добавлять воду следует по каплям из капельницы. Разбавление можно считать законченным, когда нижний уровень мениска жидкости коснется метки на колбе. 5. Закрыть колбу пробкой и перемешать раствор, многократно переворачивая колбу. Приготовленный раствор использовать в следующем опыте. Опыт 3. |