laba1-2 (А.М. Голубев - Сборник контрольных вопросов и задач для защиты лабораторных работ по курсу химии), страница 2

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от температуры.

В ходе опыта смешали 20 мл раствора 0,5%-ного раствора серной кислоты и 20 мл 0,5%-ного раствора серноватистокислого натрия, предварительно измерив температуру растворов. Стаканчик со смесью был поставлен на лист линованной бумаги. В результате реакции: Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + S↓ + SO₂↑ + H₂O наблюдалось помутнение смеси. Был отмечен отрезок времени до условного окончания процесса.

Затем опыт был проделан ещё два раза, но температура растворов была поднята на 10˚C и 20˚C относительно первоначальной. Результаты измерений занесены в таблицу 1.

Табл. 1.

По данным таблицы можно рассчитать температурный коэффициент Вант-Гоффа для данных реакций:

;

Вывод: Температурный коэффициент Вант-Гоффа для реакции разложения пероксида водорода равен 3,25.

Опыт 2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре.

В один стаканчик налили 10 мл 0,5%-ного раствора серной кислоты. В другой налили 10 мл раствора серноватистокислого натрия и 20 мл дистиллированной воды. К раствору кислоты одновременно прилили воду и раствор соли и отметили по часам продолжительность опыта. Далее опыт был повторен с изменением концентрации соли: 20 мл раствора на 10 мл воды, 30 мл раствора соли.

Результаты измерений занесены в таблицу 2.

Табл. 2.

По данным измерений можно определить порядок реакции n по скоростям, соответствующим двум различным концентрациям (метод Вант-Гоффа).

В результате вычислений получилось:

n₁ = 1,1375; n₂ = 0,8797; n_ср = 1,008 ≈ 1.

Вывод: порядок реакции n по скоростям, соответствующим двум концентрациям близок к 1.

Опыт 3. Скорость химических реакций в гетерогенных системах.

В две пробирки налили соляную кислоту. Затем в одну из них положили кусочек мрамора, а в другую – такой же кусочек, растёртый в порошок. В обеих пробирках проходила реакция:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑.

Наблюдалось выделение газа. В пробирке, в которую был насыпан порошок, реакция проходила быстрее. Это объясняется тем, что площадь поверхности, на которой происходило взаимодействие веществ, была больше, чем в пробирке с цельным кусочком мрамора.

Вывод: в гетерогенных системах скорость реакции зависит от площади поверхности реагирующих веществ.

Опыт 4. Гетерогенный катализ.

а) Разложение пероксида водорода H₂O₂ происходит и при комнатной температуре, но довольно медленно:

H₂O₂ → H₂O + ½O₂.

Процесс разложения можно ускорить введением катализатора MnO₂.

В 2 мл 3%-ного раствора H₂O₂ всыпали щепотку оксида марганца (IV). Скорость реакции существенно возросла, наблюдалось бурное выделение пузырьков газа.

б) В пробирку налили серной кислоты, прилили раствор перманганата калия KMnO₄. Полученную смесь разделили по трём пробиркам поровну. В каждую пробирку опустили по кусочку гранулированного цинка. В первую пробирку добавили несколько кристаллов KNO₃, во вторую – в 2-3 раза большее количество нитрата калия, третью оставили для сравнения.

Наиболее быстро обесцвечивание раствора происходило во второй пробирке, в первой обесцвечивание проходило медленнее, в третьей – обесцвечивание было малозаметным. Аналогичным образом происходило и выделение пузырьков газа.

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 2Zn → ZnSO₄ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 3H₂↑.

Вывод: MnO₂ – катализатор в реакции разложения перекиси водорода. KNO₃ – катализатор во взаимодействии цинка, серной кислоты и перманганата калия.

Опыт 5. Гомогенный катализ. В предыдущем опыте реакцию разложения пероксида водорода ускоряли гетерогенным катализатором – твёрдым оксидом марганца MnO₂.

H₂O₂ → H₂O + ½O₂.

Эта реакция ускоряется также при помощи гомогенного катализатора – комплексного иона – тетра-аммиаката меди [Cu(NH₃)₄]²⁺. Этот катализатор является комплексным, поэтому необходимо исследовать влияние составляющих его компонентов – иона меди и аммиака. С этой целью в одну пробирку нужно налить 2 мл раствора CuSO₄ и 0,5 мл H₂O₂, во вторую – 2 мл водного раствора аммиака и 0,5 мл H₂O₂. В обеих пробирках наблюдается образование мелких пузырьков кислорода в результате слабого каталитического действия составляющих комплексное соединение компонентов.

В третью пробирку необходимо прилить 2 мл раствора CuSO₄ и добавить водного раствора аммиака до появления комплексного соединения темно-синего цвета:

CuSO₄ + 4NH₃∙H₂O → 4H₂O + [Cu(NH₃)₄]SO₄.

К полученному раствору катализатора нужно прилить 2 мл 3%-ного H₂O₂. Именно в третьей пробирке будет наблюдаться наиболее интенсивное выделение газа. При этом можно заметить, что катализатор во время реакции не расходуется, а лишь ускоряет течение процесса.

Вывод: [Cu(NH₃)₄]SO₄ также является катализатором при разложении пероксида водорода.

Опыт 6. Сдвиг химического равновесия в гомогенной системе.

Влияние концентрации исходных веществ и продуктов реакции на химическое равновесие в гомогенной системе можно исследовать на примере реакции:

FeCl₃ + 3NH₄CNS ↔ Fe(CNS)₃ + 3NH₄Cl.

Смешаем в пробирке несколько миллилитров хлорида железа (III) и цианида аммония.

В результате содержимое пробирки окрашивается в тёмно-красный цвет. Полученную смесь разделили на 4 пробирки.

В первую добавили 2-3 капли роданистого аммония. Во вторую прилили немного концентрированного раствора хлорида железа (III). В третью всыпали немного кристаллического хлорида аммония и энергично встряхнули. Изменения цвета отмечены в таблице 3.

Табл. 3.

В первой пробирке v_пр > v_обр, во второй - v_пр = v_обр, в третьей - v_пр < v_обр.

По реакции с добавлением NH₄CNS роданид железа образуется, что приводит к увеличению его концентрации и потемнению раствора, по реакции с добавлением NH₄Cl (тв.) роданид железа расходуется, что приводит к уменьшению его концентрации и осветлению раствора.

NH₄CNS сдвигает равновесие в сторону прямой реакции, а NH₄Cl (тв.) в сторону обратной.

Выражение для константы химического равновесия:

Вывод: добавление цианида аммония сдвигает химическое равновесие в сторону прямой реакции, твёрдого хлорида аммония – в сторону обратной реакции, хлорида железа (III) не влияет на химическое равновесие.

Опыт 7. Влияние температуры на химическое равновесие.

В пробирку налили 2 мл раствора аммиака и добавили 2 капли фенолфталеина. Пробирку нагрели. В результате изменения температуры раствор посветлел. Из-за повышения температуры часть раствора аммиака испарилась, следовательно, его концентрация уменьшилась. Нагревание сдвинуло равновесие в сторону обратной реакции.

Вывод: Нагревание сдвинуло химическое равновесие в сторону обратной реакции.

Основные выводы:

В результате проделанных опытов мы убедились в том, что на скорость химических реакций оказывают влияние множество факторов, таких как температура, давление, концентрация реагирующих веществ, наличие катализатора, площадь поверхности и т.д. Кроме того, вышеперечисленные факторы способны влиять на смещение химического равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

Контрольные вопросы.

1. Составить уравнения скоростей реакций:

2N₂O₃ + O₂ ↔ 2N₂O₄;

v_пр =k₁a²b; v_обр =k₂c².

2Me + O₂ → 2MeO;

v =k·a²b.

2. Как изменится скорость реакции CO +H₂O → CO₂ + H₂, протекающей в закрытом сосуде при T=313˚С, если давление увеличить в четыре раза.

Решение: