Отчёт по лабораторной работе.

Скорость химических реакций.

Цель работы – ознакомиться с основными закономерностями протекания химических реакций и факторами, влияющими на скорость реакции.

Теория

Скоростью реакции называется число актов химического взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объёма при гомогенных процессах или на единице поверхности при гетерогенных процессах:

 N  N

V= V V= S

О средней скорости химической реакции судят по изменению молярной концентрации реагирующих веществ за определённый интервал времени :

(C₂-C₁)

V = ± (₂-₁)

Где V – средняя скорость химической реакции; С₁ – молярная концентрация вещества в момент ₁ , С ₂ – молярная концентрация вещества в момент ₂ . Истинной скоростью химической реакции в данный момент называется первая производная концентрация по времени :

dс

V = ±d

_ dс_исх

V= d

dс_прод

V = + d

В гомогенной системе скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, наличия катализатора, присутствия примесей и природы растворителя.

В гетерогенной системе взаимодействие осуществляется на поверхности раздела реагирующих веществ, поэтому зависит от диффузии вещества к поверхности, а если диффузия не влияет на скорость реакции, то при прочих условиях увеличение поверхности раздела повышается скорость гетерогенной химической реакции.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действующих масс:

Если химическая реакция идёт в соответствии со стехиометрическим уравнением, то скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции записанной в общем виде, т.е.

nA + mB  qR + pD m и n –порядок реакции по веществам , (n+m) –общий порядок реакции.

скорость реакции в соответствии с законом действующих масс выразится следующим образом:

V = (dc)/(d) = k_пр[A]ⁿ *[B]^m

Здесь [A] и [B] – молярные концентрации реагирующих веществ в данный момент времени ;

n и m – стехиометрические коэффициенты при реагирующих веществах. Например, для реакции

2NO + O₂ 2NO₂

прямая и обратная скорость

V_пр = k_прC²_noCo₂ V_обр = k_обрC²no₂

K – константа скорости реакции и зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора.

Уравнение Аррениуса

k=k_oe ^{–(eakt)/(RT)}

где А – энергия активации

k – константа скорости

T – температура, К

k_o – константа

R – газовая постоянная.

Правило Вант-Гоффа – при низких температурах можно считать, что

Скорость реакции возрастает при нагревании на 10^о в 2 . . . 4 раза.

V_T = V_o ^(T-To)/10 = (V_T+10 )/V_T

Здесь - температурный коэффициент Вант-Гоффа

Опыт 1

Зависимость скорости реакции от температуры. Налить в один стаканчик 20 мл. 0.5% - ного раствора серной кислоты, а в другой 20 мл. 0.5% -ного раствора .Измерить температуру растворов. Поставить на лист линованной бумаги слить растворы, засечь время до условного окончания процесса. Записать число секунд.

Повторить опыт нагрев реагенты на 10^о выше температуры первого опыта (поставив на горячею бадью).

Повторить опыт нагрев реагенты на 20^о выше температуры первого опыта (поставив на горячею бадью). Записать результаты в таблицу.

1. Построить график зависимости скорости от температуры

2) Рассчитать температурный коэффициент Вант-гоффа по данным графика.

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

Налить в стакан 10 мл. 0.5% раствора H₂SO₄ . В другой 10 мл. раствора Na₂S₂O₃ и 20 мл. воды. К раствору H₂SO₄ одновременно прилить воду и раствор соли и засечь время. Повторить опыт с изменением концентрации соли (20 мл. соли и 10 мл. воды) одновременно прилить воду и раствор соли и засечь время.

Повторить опыт с изменением концентрации соли (30 мл. соли и без воды) прилить раствор соли и засечь время. Занести результаты в таблицу.

Опыт 3

Налить в две пробирки (1/4 объема) HCl . Взять два равных куска мрамора, один растереть до порошка. Одновременно в одну пробирку засыпать порошок, а в другую кинуть кусок мрамора пронаблюдать.

В первой реакция прошла гораздо быстрее т.к. там больше площадь взаимодействия.

Катализ и химическое равновесие.

Цель работы – ознакомится с катализаторами, химическим равновесием и факторами влияющими на химическое равновесие.

Катализатор – вещество, изменяющее скорость реакции, но в результате остающееся неизменным. Влияние катализатора очень специфично.

Каталитические процессы: гомогенный (реагенты и катализатор составляют однофазную систему). Гетерогенный (реагенты и катализатор составляют систему из двух фаз).

Химические реакции: необратимые (направление реакции не меняется). Обратимые (протекают одновременно в противоположных направлениях, и может менятся в зависимости от температуры, концентрации, давления).

aA + bB  cC + dD

V1 = k1[A]^a[B]^b

V2 = k2[C]^c[D]^d

По мере протекания реакции концентрация исходных веществ уменьшается и скорость прямой реакции уменьшается а скорость обратной возрастает, и через некоторое время они будут равны (химическое равновесие) .

k1[A]^a[B]^b = k2[C]^c[D]^d

k1/ k2 = K = ([A]^a[B]^b)/([C]^c[D]^d)

Kс – константа равновесия

Kp – при газе

Kn - в молях

Kp = Kс(RT)^n= Kn P^nобщ

n – сумма стехиометрических коэффициентов.

При изменении одного из условий (t,p,c) то происходит смещение равновесия в сторону той реакции которая противодействует изменению.

Опыт 1

А) разложение H202

H202  H20 + ½ 02

Ускорение катализатором MnO2 .

В пробирку налить 1-2 мл. 3% раствора H202 насыпать MnO2 .

Скорость увеличилась.

Испытать газ тлеющей лучиной .

Б) Налить в пробирку 1/3 объёма серной кислоты , затем ещё 1/3 объёма перманганата калия. Разлить смесь по трём пробиркам поровну. Опустить в каждую по куску цинка . В 1-ю добавить KNO3

, во 2-ю в 2-3 раза больше , сравнить скорость обесцвечивани во всех трех пробирках. (2>1>3)

Опыт 2

Гомогенный катализ .

Ускорение реакции разложения MnO2 катализатором [Cu(NH3)4]²⁺ .

Исследование влияния его компонентов.

В 1-ю пробирку налить 2 мл. CuSO4 и 0.5 мл. H2O2 .

Во 2-ю мл. Водного раствора амиака и 0.5 мл. H2O2 .

В 3-ю 2 мл. CuSO4 и раствора амиакадо появления тёмно-синего цвета

К нему прелить 2 мл. 3% раствора H2O2 ..

Катализатор не расходуется .

Скорость 3>1>2.

Опыт 3

Сдвиг химического равновесия в гомогенной системе .

FeCl + 3NH₄CNS  Fe(CNS)₄ + 3NH₄Cl

Раствор разлить по 4-м пробиркам поровну.

Провести опыты :

Опыт 4

Влияние температуры на химическое равновесие.

Б) В пробирку налить 2мл. раствора аммиака и добавить 2 кфпли фенолфталеина ; нагреть пробирку. Окрас уменьшился т.к. реакция с изменением цвета идёт с выделением тепла и по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в противоположную сторону.