Рабочая тетрадь по химии (стр. 4 )

По правилу Вант-Гоффа, установленному экспериментально, при изменении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции изменяется в (2-4) раза

(3.5)

где υ t1 и υ t2 – скорость реакции при температурах t1 и t2 ;

γ – температурный коэффициент скорости реакции, показывающий во сколько раз изменяется скорость реакции при изменении температуры на каждые 10 0.

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции

Схема проведения эксперимента и полученные результаты представлены на рис. 3.1.

Взаимодействие тиосульфата натрия (Na2S2O3) с серной кислотой

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 + S↓

сопровождается образованием осадка серы коллоидной степени дисперсности, что вызывает опалесценцию и дальнейшее помутнение раствора. По данному признаку можно судить о скорости химической реакции.

В три пробирки из бюретки наливается соответственно 1, 2, 3 мл раствора тиосульфата натрия, затем в первую пробирку добавляется 2 мл дистиллированной воды, во вторую – 1 мл, в третью ─ вода не добавляется. Таким образом, имеются три раствора с увеличивающейся концентрацией Na2S2O3.

Заметив время, в первую пробирку приливается 1 мл раствора серной кислоты, содержимое перемешивается и при наблюдении на темном фоне в проходящем свете отмечается время помутнения раствора. Число секунд, прошедшее от момента приливания кислоты (начало реакции) до помутнения указано на рис. 3.1. Аналогично выполняется опыт со второй и третьей пробирками.

Внесите в табл. 3.1 время помутнения раствора и рассчитаете относительную скорость реакции, разделив единицу на время помутнения.

Рис. 3.1. Схема проведения эксперимента по изучению влияния концентрации веществ на скорость химической реакции

Таблица 3.1

Зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия

Номер пробирки	Объем раствора, мл	Время помутнения, τ, с	Относительная скорость реакции, υ = 1: τ, с-1
Na2S2O3	H2O	H2SO4
1	1	2	1
2	2	1	1
3	3	−	1

Представьте результаты эксперимента в виде графика (рис. 3.2), отложив по оси абсцисс объём раствора тиосульфата натрия (концентрация), а по оси ординат – относительную скорость реакции.

Рис. 3.2. Зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия

Запишите кинетическое уравнение реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.

______________________________________________________________________________

Сделайте вывод о влиянии концентрации Na2S2O3 на скорость химической реакции.

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 3.4. Как изменится скорость реакции образования аммиака

N2 (газ) + 3 H2(газ) → 2 NH3 (газ),

если первоначальную концентрацию водорода увеличить в три раза?

Решение. Запишем кинетическое уравнение реакции

υ = k с (N2) · (с (Н2) )3.

При увеличении концентрации водорода в три раза кинетическое уравнение примет вид:

υ/ = k с (N2) · (3с (Н2) )3.

Отношение «υ/» к «υ» показывает во сколько раз увеличится скорость реакции:

Упражнение 3.8. Как изменится скорость сгорания метана

СН4 (г) + 2 О2 (г) → СО2 (г) + 2 Н2О (г),

если парциальные давления исходных веществ увеличить в два раза?

Кинетическое уравнение реакций с участием газообразных веществ может быть выражено не через концентрации, а через парциальные давления (р):

υ = k ∙р (СН4)∙ р2 (O2) .

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 3.5. Для увеличения скорости обратной реакции

4 HCl (газ) + O2 (газ) <==> 2 H2O (пар) + 2 Cl2 (газ)

в 16 раз парциальные давления продуктов реакции следует увеличить в ____ раз

1 2

Запишем кинетическое уравнение обратного процесса

.

Обозначим через «х» величину изменения парциального давления и запишем изменённое кинетическое уравнение

Отношение «υ/» к «υ» показывает во сколько раз увеличится скорость реакции:

υ/обратной реакции : υобратной реакции = х4.

По условию задачи эта величина равна 16-и, следовательно, х4 = 16 и х = 2.

Правильный ответ 4) 2.

Упражнение 3.9. Для увеличения скорости прямой реакции

2 NO (газ) + O2 (газ) ↔ 2 NO2 (газ) в 1000 раз необходимо увеличить давление в ____ раз.

1) 0 4) 10

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Влияние температуры на скорость химической реакции

Зависимость скорости реакции от температуры изучается также на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. Объёмы растворов берутся такими же, как в первой пробирке предыдущего опыта.

Вначале выполняется опыт при комнатной температуре (Т1), а затем при температуре на 20 0С выше (Т2), для чего пробирки с исходными растворами предварительно выдерживаются в водяной бане при температуре Т2 в течение 5–7 минут. Схема проведения эксперимента и полученные результаты представлены на рис. 3.3.

Рис. 3.3. Схема проведения эксперимента по изучению влияния температуры

на скорость химической реакции

Внесите в табл. 3.2 время помутнения раствора и рассчитаете относительную скорость реакции и температурный коэффициент «γ» (формула 3.5) и заполните таблицу 3.2.

Таблица 3.2

Зависимость скорости реакции от температуры

Температура опыта, оС	Время помутнения, с	Относительная скорость реакции, υ=1:τ, с-1	Температурный коэффициент скорости реакции, γ
теоретический	экспериментальный
Т1 =	τ 1 =	υТ1 =	1,8
Т2 =	τ 2 =	υТ2=

Что характеризует «γ»? Сравнив экспериментальное значение температурного коэффициента с теоретическим значением, оцените точность эксперимента.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 3.6. Температурный коэффициент реакции равен 3. При охлаждении сис-

темы от 500 С до300  скорость химической реакции …
1) уменьшится в 9 раз 2) увеличится в 9 раз 3) уменьшится в 6 раз 4) не изменится

.

Правильный ответ уменьшится в 9 раз.

Пример 3.7. Образец СаСО3 растворяется в соляной кислоте при 20 0С в течение 6 минут, при 40 0С – за 40 секунд. Температурный коэффициент реакции равен …

1,5

6 минут составляет 360 секунд. Температура увеличилась на 20 0С, скорость увеличилась в (360 : 40) = 9 раз. При изменении температуры на 10 0С скорость увеличится в три раза, т. е. температурный коэффициент равен трём.

Упражнение 3.10. Если температурный коэффициент реакции карбоната магния с кислотой равен 3 и при температуре 25 оС она заканчивается за 36 минут, то при температуре 45 оС время завершения будет равно _______ минут(ы).

1 8

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

ТИПОВЫЕ КОНТРОЛЬНЫЕ УПРАЖНЕНИЯ

1. Основные факторы, от которых зависит скорость химических реакций:

1) природа реагирующих веществ и температура

2) в растворах: природа и концентрация реагирующих веществ, температура, присутствие катализатора

3) в газообразной системе: парциальные давления участников реакции, температура, присутствие катализатора 4) концентрация реагирующих веществ и температура

2. Если увеличить давление в 10 раз, то скорость прямой реакции

H2 (газ) + Br2 (газ)↔2 HBr (г),

при условии ее элементарности, увеличится в ____ раз.

1) 4) 5

3. Если скорость реакции увеличилась в 8 раз при повышении температуры на 30 0С, то температурный коэффициент скорости равен …..

1 8

3.3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ

Изучить и усвоить;

· лекцию «Химическое равновесие» [Часть 2 УМК, раздел 3.1];

· видеозапись лабораторной работы «Химическое равновесие» [Приложение к УМК: диск 1, работа 2].

Цель выполнения задания

· Усвоить механизм установления химического равновесия и его отличительные признаки.

· Рассмотреть влияние внешних условий на смещение химического равновесия.

Теоретические сведения

Большинство химических процессов обратимы, т. е. наряду с прямой реакцией, по мере накопления продуктов реакции, начинает идти обратный процесс. Состояние равновесия наступает в тот момент, когда скорость прямой реакции станет равной скорости обратной реакции. Химический процесс при этом не прекращается, но концентрации всех веществ не меняются, называются равновесными и в кинетическом уравнении записываются в квадратных скобках.

Константа химического равновесия представляет собой отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции, а также отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ. Константа химического равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от концентрации.

Если под воздействием внешних факторов (изменения концентрации реагирующих веществ, температуры, давления) скорость прямой и обратной реакции изменяется в разной степени, то химическое равновесие нарушается (смещается):

а) при увеличении концентрации исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов, химическое равновесие смещается к исходным веществам;

б) при увеличении внешней температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (ΔrН > 0), а при уменьшении температуры − в сторону экзотермической реакции (ΔrН < 0);

в) при увеличении внешнего давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего числа моль газов, т. е. в сторону понижения давления, при уменьшении внешнего давления − в сторону большего числа моль газов, т. е. в сторону повышения давления.

Общий принцип, определяющий влияние различных факторов на равновесие системы, называется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ

Влияние изменения концентрации реагирующих веществ

на смещение химического равновесия

Реакция между хлоридом железа (III) и роданидом калия идет с образованием окрашенного в интенсивно красный цвет роданида железа (III) и является обратимой:

FeCl3 + 3 KCNS Fe(CNS)3 + 3 KCl.

При увеличении скорости прямой реакции увеличивается количество образовавшихся продуктов реакции (Fe(CNS)3 и KCl) и окраска раствора становится более интенсивной. Наоборот, при увеличении скорости обратной реакции окраска раствора становится менее интенсивной, т. к. увеличивается концентрация исходных веществ.

Схема проведения эксперимента и полученные результаты представлены на рис. 3.4.

В пробирку, на три четверти заполненную дистиллированной водой, вносится по 3–4 капли растворов хлорида железа и роданида калия. Содержимое перемешивается и делится на четыре пробирки. В первую пробирку добавляются 2–3 капли раствора FeCl3, во вторую столько же раствора KCNS, в третью – на кончике шпателя кристаллический KCl, четвертую пробирку оставляют для сравнения. Данные эксперимента внесите в таблицу 3.3.

Рис. 3.4. Схема проведения эксперимента по изучению влияния изменения концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия

Таблица3.3

Смещение химического равновесия

Добавленное вещество	Изменение интенсивности окраски (усиление или ослабление)	Направление смещения равновесия
FeCl3
KCNS
KCl

В сторону какого процесса: прямого или обратного, смещается равновесие при увеличение концентрации: а) исходных веществ, б) продуктов реакции? Соответствует ли это принципу Ле Шателье? Является ли это противодействием на внешнее воздействие?

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Влияние температуры на смещение химического равновесия

Все химические реакции сопровождаются образованием новых веществ, т. е. изменением природы участников реакции, а потому либо выделением теплоты (ΔrН < 0 – реакция экзотермическая), либо поглощением теплоты (ΔrН > 0 – реакция эндотермическая). Если прямая реакция идет с выделением теплоты, то обратная – с поглощением.

Реакция йода с крахмалом сопровождается образованием окрашенного в синий цвет соединения. Схема проведения эксперимента и полученные результаты представлены на рис. 3.5.

В пробирку наливается 2–3 мл раствора крахмала и добавляется несколько капель раствора йода. Наблюдается образование соединения синего цвета. При нагревании пробирки окраска раствора исчезает, а при охлаждении – появляется. Таким образом, наблюдается смещение равновесия

охлаждение извне

( С6Н10О5)x + x J2 ( С6Н10О5)x · x J2

нагревание извне

Рис. 3.5. Схема проведения эксперимента по изучению влияния изменения температуры на смещение химического равновесия

Используя принцип Ле Шателье, определите, с выделением или поглощением теплоты идет прямая реакция.

Укажите, в сторону какого процесса (экзотермического или эндотермического) смещается химическое равновесие: а) при повышении температуры, б) при понижении температуры.

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 3.8. Каким изменением внешних условий можно повысить полноту сгорания угля

2С (кристалл.) + О2 (газ) <══> 2СО (газ) ; ∆rН<О?

Решение. Для увеличения полноты сгорания угля необходимо, чтобы скорость прямой реакции стала больше, чем скорость обратной реакции.

Концентрация кислорода в ходе прямого процесса уменьшается, поэтому для увеличения скорости этого процесса концентрацию кислорода следует увеличивать.

В процессе сгорания угля теплота выделяется в окружающую среду

(∆rН <О), поэтому внешнее воздействие на систему должно состоять в понижении температуры окружающей среды.

Давление в системе в результате прямого процесса увеличивается (из одного моль газа О2 образуется два моль газообразного СО). Скорость прямого процесса будет больше, чем скорость обратного процесса при условии удаления из системы продукта реакции, что может произойти в том случае, если давление в окружающей среде станет меньше, чем в равновесной системе.

Таким образом, полноту сгорания угля можно повысить, если в среде, окружающей равновесную систему, понизить температуру и давление и ввести дополнительное количество кислорода.

Следовательно, для смещения равновесия в нужную сторону, внешний фактор (P, C, T) должен измениться противоположно тому, как это происходит в ходе данного процесса.

Пример 3.9. Уменьшение углекислого газа в системе

СаСО3 (твёрд.) ↔ СаО (твёрд.) + СО2 (газ)

приведет к…

1) увеличению содержания исходных веществ

2) уменьшению содержания продуктов и исходных веществ

3) увеличению содержания продуктов реакции

4) состояние равновесия не изменится

Удаление из системы продукта реакции (СО2) приведёт к уменьшению скорости обратной реакции и равновесная система ответит противодействием − образованием дополнительного количества СО2, т. к. скорость прямой реакции станет больше скорости обратной реакции. Правильный ответ 3.

Упражнение 3.11. Равновесие в системе

2NH3 (газ) + СO2 (газ) ↔ СO(NH2)2 (жидк.) + H2O (жидк.)

сместится в сторону продуктов реакции при…

□ 1) увеличении общего давления □ 2) уменьшении парциального давления СО2

□3) добавлении воды □ 4) уменьшении концентрации СO(NH2)2

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 3.10. Для увеличения выхода продуктов реакции

O2(г.) + 4HCl(г) ↔ 2Cl2(г.) +2H2O(г.), ∆rН < 0 необходимо…

1) повысить давление и повысить температуру

2) повысить давление и понизить температуру

3) понизить давление и понизить температуру

4) понизить давление и повысить температуру

В ходе прямого процесса в системе: Т−↑, р−↓. Температура увеличивается, т. к. прямой процесс идёт с выделением теплоты; давление уменьшается, поскольку из 5-и моль газообразных веществ образуется 4 моль газа.

В соответствии с принципом Ле Шателье, внешнее воздействие должно быть противоположно изменениям параметров в равновесной системе: Т−↓, р−↑.

Правильный ответ 2.

Упражнение 3.12. Равновесие в системе

O2 (газ) + 4HCl (газ) ↔ 2Cl2 (газ) +2H2O (газ), ∆rН < 0

сместится в сторону исходных веществ при…

□ 1) увеличении концентрации О2 □ 2) увеличении общего давления

□ 3) увеличении температуры □ 4) уменьшении общего давления

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Упражнение 3.13. Равновесие в системе

SO3 (газ) + C (кристалл.) ↔ SO2 (газ) + CO (газ), ∆rН > 0

сместится в сторону продуктов реакции …

□ 1) при увеличении температуры □ 2) при увеличении парциального давления СО

□ 3) при уменьшении общего давления □ 4) при уменьшении концентрации SО3

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

ТИПОВЫЕ КОНТРОЛЬНЫЕ УПРАЖНЕНИЯ

4. Равновесие в системе PCl3 (газ) + Cl2 (газ) <==> PCl5 (пар) ; Δ r H = 113 кДж

сместится в сторону исходных веществ …

□ 1) при увеличении концентрации Cl2 □ 2) при увеличении общего давления

□ 3) при уменьшении температуры □ 4) при уменьшении общего давления

5. Равновесие в системе ZnO (кристалл.) + CO (газ) <==> Zn (кристалл.) + CО2 (газ), ∆ r H > 0 сместится в сторону исходных веществ

□ 1) при увеличении общего давления □ 2) при уменьшении температуры □ 3) при увеличении парциального давления СО2 □ 4) при увеличении температуры

Для заметок

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Задание 4. СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

4.1. ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ

Изучить и усвоить:

· лекцию «Общие свойства растворов» [Часть 2 УМК, раздел 4.1]

Цель выполнения задания

· Ознакомиться со способами выражения состава растворов.

· Научиться вести простейшие расчёты по приготовлению растворов.

· Рассмотреть причины, приводящие к изменению температур кипения и замерзания растворов, а также суть осмоса.

Теоретические сведения

Растворами называются гомогенные, самопроизвольно образовавшиеся системы переменного состава. Растворы состоят из растворителя и одного или нескольких растворённых веществ, особенно важное значение имеют водные растворы. Образование растворов ─ сложный физико-химический процесс, в котором наблюдаются как физические (непостоянство состава, диффузия), так и химические (образование неустойчивых соединений непостоянного состава) явления. Вся совокупность процессов, приводящих к появлению растворяемого вещества в растворе, называется сольватацией. Если растворителем является вода, то говорят о гидратации.

Состав раствора выражается через соотношение растворителя и растворённого вещества. Ниже приводятся наиболее часто используемые способы выражения состава раствора.

Молярная концентрация:

Например, 0,1 M HCl. (4.1)