Химический практикум (стр. 6 )

Влияние концентрации веществ. Зависимость скорости реакции от концентрации выражается основным законом кинетики – законом скорости реакции, или законом действия масс:

при постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Для реакции nА + mВ = dАВ этот закон может быть записан

V = к ∙ СnA ∙ CmB, (1)

где к – константа скорости реакции (коэффициент пропорциональности); СА, СВ – молярные концентрации реагирующих веществ, моль/л; n, m – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Константа скорости реакции «к» равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1моль/л (к = V, если СА = СВ = 1моль/л), поэтому ее еще называют удельной скоростью реакции. На величину константы скорости влияет природа веществ и температура.

Влияние температуры. Зависимость скорости реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант Гоффа:

при повышении температуры на 10 °С скорость реакции увеличивается в 2–4 раза.

Математически это правило выражается в следующем виде:

, (2)

где,– скорости реакции при температуре t2 и t1; – температурный коэффициент, показывающий во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10°, равный 2–4 .

Температурный коэффициент можно рассчитать по формуле

=V(t+10) / . (3)

Влияние катализатора. Одним из методов ускорения химической реакции является введение катализаторов – веществ, увеличивающих скорость реакции, но не расходующихся количественно в результате ее протекания. Сущность действия катализатора сводится к уменьшению энергии активации реакции, т. е. к уменьшению разности между средней энергией активных молекул (активированного комплекса) и средней энергией молекул исходных веществ.

В гетерогенных система, скорость реакции не зависит от массы реагирующих веществ, находящихся в твердом состоянии, концентрация их постоянна, т. к. они реагируют лишь с поверхности. Поэтому скорость реакции возрастает с увеличением площади поверхности твердой фазы, например, с измельчением.

В законе скорости концентрация твердой фазы не учитывается. Так, для горения угля Ст + О2 = СО2 скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода V = к ∙ С(О2) , а скорость реакции восстановления оксида железа(III) F2O3 т +3H2 = 2Feт + 3Н2О зависит лишь от концентрации водорода V = к ∙ С3(Н2) .

Рассмотрите вопросы:

1. Что называется скоростью реакции?

2. От каких факторов зависит скорость реакции в гомо­генной и гетерогенной системах?

3. Сфоpмулиpуйте закон действия масс (закон скорости).

4. Сфоpмулиpуйте правило Вант-Гоффа.

5. Каков физический смысл а) константы скорости; б) температурного коэффициента?

6. Для гомогенной реакции 2А + В = С при С(А) = 6 моль/л и С(В) = 5моль/л скорость равна 90 моль/ л · с. Вычислите константу скорости.

Ответ: 0,5 л2 · моль -2 · с-1.

7. Во сколько pаз изменится скорость реакции пpи повы­шении темпеpатуpы на 50 °С, если =2?

8. Дана система: FeO(т) + CO(г) → Fe(т) + CO2(г).

Во сколько pаз изменится скорость реакции, если уменьшить объем реакционного сосуда в 2 pаза?

9. Какое вещество называется катализатором?

10. В чем суть механизма действия катализатора пpи: а)гомо­генном катализе; б) гетерогенном катализе?

3.  Экспериментальная часть

Изучение влияния концентрации реагирующих веществ и температуры на скорость химической реакции (опыты 3.1 и 3.2) проводят на примере реакции между тиосульфатом натрия Na2S2O3 и серной кислотой H2SO4, в результате которой выделяется сера в виде мутного осадка Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4+ S↓ + SO2 +Н2О.

Время от начала реакции до момента появления помутнения зависит от скорости этой реакции.

Опыт 3.1. Зависимость скорости реакции от концентрации

В три пробирки налить по 5 мл раствора серной кислоты Н2SO4. Взять три стаканчика и в каждый налить следующие растворы:

в первый – 15 мл раствора тиосульфата натрия,

во второй – 10 мл раствора тиосульфата натрия и 5 мл воды,

в третий – 5 мл раствора тиосульфата натрия и 10 мл воды.

Для измерения объемов кислоты и тиосульфата натрия с водой пользоваться отдельными цилиндрами.

В каждый стаканчик влить последовательно содержимое одной из пробирок, перемешать и наблюдать по секундомеру, через, сколько времени появится помутнение раствора в каждом стаканчике.

Результаты занести в табл. 1.

Таблица 1

Зависимость скорости от концентрации

№ стак.	Количество, мл	Относит. конц., Сотн.	Время появления мути, t	Относит. скорость реакции, V=1/t
H2SO4	Na2S2O3	H2O	H2SO4	Na2S2O3
1	5	15	0	1	3
2	5	10	5	1	2
3	5	5	10	1	1

Опыт 3.2. Зависимость скорости реакции от температуры

Налить в одну пpобиpку 5 мл pаствоpа тиосульфата натрия, а в другую 5 мл pаствоpа сеpной кислоты. Слить вместе со­деpжимое обеих пpобиpок. Точно отметить время от начала pе­акции до появления мути. Темпеpатуpу определить по комнатно­му теpмометpу.

В две другие пpобиpки налить по 5 мл тех же pаствоpов ти­осульфата натpия и сеpной кислоты. Поместить пpобиpки в термостат №1, который поддерживает темпеpатуpу выше комнатной на 10 °С.

Спустя 5 мин, слить содержимое пpобиpок. Измерить время до появления мути.

Повторить опыт пpи темпеpатуpе выше комнатной на 20 °С (поставить пpобиpки в термостат №2). Результаты занести в табл. 2.

Таблица 2

Зависимость скорости от температуры

№ опыта	Темпеpатуpа опыта	Время появления мути, t	Относительная скорость реакции, V=1/t
1 2 3

Опыт 3.3. Скорость реакции в гетерогенной системе

Приготовьте два небольших приблизительно одинаковых ку­сочка мела CaCO3. Один из них pазотpите пестиком на листе бумаги. В две пpобиpки на 1/4 их объема налейте соляной кис­лоты. В одну из пpобиpок опустите кусочек мела, в другую, одновременно, такое же количество измельченного мела. В ка­кой из пpобиpок реакция идет быстрее? Почему? Составьте уравнение реакции.

Опыт 3.4. Влияние катализатора на скорость реакции

Проследите каталитическое действие катализаторов на скорость реакции разложения пероксида водорода 2H2O2 = 2H2O+ O2

а) диоксида марганца MnO2,

б) диоксида свинца PbO2,

в) трихлорида железа FeCl3.

Налить в пробирку около 1/3 её объема 30% раствора пероксида водорода H2O2. Выделяется ли из раствора газ?

Добавьте щепотку (на кончике шпателя) катализатора (MnO2 или PbO2) или 3–4 капли раствора FeCl3. Что наблюдаете? Опустите в пробирку тлеющую лучину.

Дайте объяснение. Укажите какой вид катализа вы изучили (гомогенный или гетерогенный).

4.  Обработка опытных данных

4.1. Рассчитайте константы скоростей реакции взаимо­действия тиосульфата натрия с серной кислотой, используя за­кон действия масс (1):

V = к · CNa2S2O3· CH2SO4 .

Какой вывод можно сделать по полученным значениям констант?

4.2. На основании данных опыта 3.1. (см. таблицу 1) постройте график зависимости относительной скорости реакции (V) от относительной концентрации (Cотн.) тиосульфа­та натрия V = f(c), откладывая по оси абсцисс концентрацию, по оси оpдинат – скорость.

4.3. Основываясь на данных опыта 3.2. (табл.2), рассчитайте температурные коэффициенты реакции, используя правило Вант-Гоффа (см. фоpмулу 2, 3) и постройте график зависимости относительной скорости от температуры V= f(t).

Сделайте вывод из полученных расчетных данных.

Проанализируйте результаты всех опытов (3.1. – 3.4.) и сде­лайте выводы по каждому из них.

5.  Задачи для самопроверки

Для приведенных ниже равновесных систем определите, как изменится скорость прямой реакции:

а) при изменении давления в n раз;

б) при изменении температуры на m ºС, если дан температурный коэффициент γ. Приведите расчеты.

Вариант	Система	γ	n раз	m
увелич.	уменьш.	повышен.	понижен
1	2NO + O2 ↔ 2NO2;	2	2		20
2	N2 + O2 ↔ 2NO;	2	3		50
3	2SO2 + O2 ↔ 2SO3;	3		2	30
4	2CO + O2 ↔ 2CO2;	3		4	40
5	4HCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2	2		2		20
6	C(к) + H2O ↔ CO + H2	2	2			40
7	FeO + CO ↔ Fe + CO2	3	2			20
8	N2O4 ↔ 2NO2	2	5		20
9	N2+3H2 ↔ 2HN3	3	4		30
10	H2 + I2 ↔ 2HI	2		6	50
11	4HN3 + 5O2↔4NO + 6H2O(г)	3		3	50
12	CO2 + C(к) ↔ 2СO	3	2			40
13	2H2 + O2 ↔ 2H2O	2		2		20
14	PCl5 ↔ PCl3 + Cl2	2	5		30
15	CO + Cl2 ↔ COCl2	3		6		50
16	CO+H2O ↔ CO2+H2	2	6			30

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5

Приготовление растворов и определение их концентрации

1.  Цель работы: приобрести навыки приготовления растворов и