Практическая работа Равновесие и скорость химической реакции 2. Практическаяработа Скорость химических реакций и химическое равновесие
 Скачать 24.84 Kb.
|
|
«П р а к т и ч е с к а я р а б о т а Скорость химических реакций и химическое равновесие» Теоретические сведения. Скорость химической реакции измеряется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени (моль/л с). Зависимость скорости реакции от концентрации и природы реагирующих веществ выражается законом действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов. Например, nA + mB = pC υ = K[A]n · [B]m 2CO + O2 = 2CO2 υ = K[CO]2 · [O2] При вычислении скорости реакции следует учитывать концентрации лишь газообразных и растворенных веществ (без учета твердых). На скорость реакции сильное влияние оказывает изменение температуры. При повышении температуры на каждые 10о скорость реакции увеличивается в 2–4 раза (температурный коэффициент):  . (Правило Вант-Гоффа.)Иногда вещества, образующиеся в результате реакции, могут реагировать между собой с образованием исходных веществ: 3H2 + N2  2NH3Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называют химическим равновесием: υ1 = υ2. При химическом равновесии отношение произведения концентраций получающихся веществ к произведению концентраций веществ, вступающих в реакцию, есть величина постоянная для данной реакции при данной температуре. Она называется константой равновесия:  Химическое равновесие сохраняется лишь до тех пор, пока не будет изменено какое-либо из условий данного равновесия – концентрация участвующих в реакции веществ, температура, давление. Изменение этих условий вызывает смещение равновесия в ту или другую сторону по принципу Ле Шателье – Брауна: если в системе с установившимся равновесием изменить одно из условий (температуру, давление, концентрацию), то в этой системе из двух процессов (прямого или обратного) большую скорость будет иметь тот процесс, который противодействует внешнему воздействию. Выполнение работы. О п ы т 1. В три пронумерованные пробирки налить раствор тиосульфата натрия Na2S2O3: в первую – 1 мл, во вторую – 2 мл, в третью – 3 мл, и добавить к ним дистиллированной воды: в первую – 2 мл, во вторую – 1 мл, в третью не добавлять. Таким образом, условная концентрация в пробирках будет соответственно: 1С, 2С, 2С. В пробирку № 1 добавить 1 каплю раствора серной кислоты – встряхнуть и заметить время до появления «мути»: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S «муть») + Н2О Опыт повторить с пробирками № 2 и № 3, отмечая время до появления «мути». Результаты занести в таблицу:
Построить график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Сделать вывод. О п ы т 2. В три пробирки налить по 3 мл раствора тиосульфата натрия. В первую пробирку внести 1 каплю серной кислоты, встряхнуть и заметить время до появления «мути». Другую пробирку с тиосульфатом натрия поместить в водяную баню и поднять температуру на 10о выше комнатной. Минут через пять внести в нее 1 каплю серной кислоты, встряхнуть и отметить время. Аналогично провести опыт с третьей пробиркой, нагрев ее на водяной бане до температуры на 20о выше комнатной. Результаты наблюдения занести в таблицу:
Построить график зависимости скорости реакции от температуры. Проанализировать график и сделать вывод о зависимости скорости реакции от температуры. О п ы т 3. В стакане смешать равные объемы растворов FeCℓ3 и KSCN. Содержимое стакана разлить поровну в 4 пробирки. В первую внести 3–4 капли насыщенного раствора FeCℓ3, во вторую – 2–3 капли насыщенного раствора KSCN, в третью – 2–3 микрошпателя кристаллического KCℓ. Содержимое пробирок перемешать: FeCℓ3 + 3KSCN  Fe(SCN)3 + 3KCℓОтметить изменение интенсивности окраски растворов в пробирках по сравнению с содержимым четвертой (контрольной) пробирки. На основании принципа Ле Шателье – Брауна объяснить влияние концентраций веществ на химическое равновесие. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||