Опыт 2. Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры

Эту зависимость можно наблюдать на той же системе

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S↓ + SO₂↑ + H₂O.

 

Приготовить три чистые сухие пробирки, пронумеровать их. В каждую из них внести по 10 капель раствора тиосульфата натрия. Пробирку № 1 поместить в стаканчик с водой при комнатной температуре и через 1…2 минуты отметить температуру. Затем в пробирку добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер и остановить его при появлении слабой, едва заметной мути. Отметить время в секундах от момента добавления кислоты в пробирку до появления мути. Записать результат в таблицу.

Затем повысить температуру воды в стакане точно на 10⁰ либо нагреванием на плитке, либо смешиванием с горячей водой. Поместить в эту воду пробирку № 2, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, включив одновременно секундомер, встряхивать пробирку с содержимым в стаканчике с водой до появления мути. При появлении едва заметной мути выключить секундомер и внести показания секундомера в таблицу.

 

 

№ пп	Температура опыта t, ^0C	Время помутнения раствора τ, с	Относительная скорость реакции 1/τ,с^-1	Температурный коэффициент γ

 

Аналогичный опыт провести с третьей пробиркой. Температуру в стакане предварительно повысить ещё на 10⁰, поместить в неё пробирку № 3, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включив секундомер и встряхивая пробирку.

Результаты опытов выразить графиком, откладывая по оси ординат скорость, а по оси абсцисс – температуру.

Определить температурный коэффициент реакции γ:

 

, и .

 

Сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции. Энергию активации рассчитать по формуле

 

для температур Т₁ и Т₂, Т₂ и Т₃, а также среднюю Е_а.

 

Опыт 3. Влияние поверхности реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе

Уравновесить на технических весах кусочек мела и такую же массу порошка мела – приблизительно 0,5 г. В две пробирки налить по 5 мл разбавленной соляной кислоты и внести в них одновременно навески мела: кусочек – в одну пробирку, порошок – в другую. Отметить время, которое потребуется для полного растворения мела. В какой пробирке реакция протекает быстрее и почему?

Написать уравнение реакции и математическое выражение закона действующих масс. Сделать вывод о влиянии поверхности реагирующих веществ на скорость реакции, протекающей в гетерогенной системе.

 

Опыт 4. Качественное определение активности различных катализаторов на примере разложения пероксида водорода

Пероксид водорода разлагается при комнатной температуре в присутствии различных катализаторов по уравнению

 

2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂.

 

Изучить действие двух катализаторов на скорость разложения пероксида водорода: оксида свинца (IV) и оксида марганца (IV).

В две пробирки внести по 10 капель 30 %-ного раствора пероксида водорода. В одну пробирку добавить немного (на кончике шпателя) оксида свинца (IV), а в другую – столько же оксида марганца (IV). О скорости разложения пероксида водорода судят по интенсивности выделения пузырьков газа. Как доказать, что в обеих пробирках выделяется кислород? Какой из использованных катализаторов эффективней?

 

Опыт 5. Гетерогенный катализ. Изучение влияния количества катализатора на скорость разложения пероксида водорода

В две пробирки с помощью мерного цилиндра налить по 5 мл 3 %-го раствора пероксида водорода. В первую пробирку добавить на кончике шпателя порошка оксида марганца (IV), во вторую - в два раза больше. Записать время начала и окончания выделения пузырьков кислорода в обеих пробирках. Сделать вывод о влиянии количества катализатора оксида марганца (IV) на скорость разложения пероксида водорода.

Опыт 6. Автокатализ

Изучить явление автокатализа на примере взаимодействия перманганата калия с щавелевой кислотой, протекающей по уравнению

 

5 H₂C₂O₄ + 2 KMnO₄ + 3 H₂SO₄ = 10 CO₂ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + 8 H₂O.

 

В пробирку внести одну каплю раствора перманганата калия. Добавить к раствору дистиллированной воды в таком количестве, чтобы получился прозрачный розовый раствор. В сухую пробирку налить 10 капель полученного розового раствора и добавить 2 капли щавелевой кислоты и 4 капли раствора серной кислоты. Смесь перемешать, встряхнув пробирку. Тут же включить секундомер. Отметить время обесцвечивания раствора.

Повторить опыт в другой пробирке, предварительно добавив к смеси растворов один кристаллик сульфата марганца (II).

Объяснить, почему во втором случае реакция протекает быстро, а в первом она постепенно ускоряется.

 

Контрольные вопросы и упражнения

1. Что изучает химическая кинетика?

2. Что называется скоростью химической реакции?

3. Что такое средняя и истинная скорость реакции?

4. Сформулируйте закон действия масс.

5. В чём смысл константы скорости химической реакции? Какие факторы влияют на величину константы скорости?

6. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

7. Что такое энергия активации? В каких единицах она выражается?

8. Напишите уравнение Аррениуса. Какую зависимость оно устанавливает?

9. Почему катализатор увеличивает скорость реакции?

10. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температура повысится на 40⁰? Температурный коэффициент равен 2.

11. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 81 раз? Температурный коэффициент скорости равен 3.

12. Исходные концентрации реагирующих веществ в системе

2 NO + O₂ ⇄ 2 NO₂

были равны (моль/л): С_NO = 0,8, С_О2 = 0,6. Как изменится скорость реакции, если концентрацию кислорода увеличить до 0,9 моль/л, а оксида азота – до 1,2 моль/л?

13. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO₂ по реакции

2 NO + O₂ ⇄ 2 NO₂

возросла в 1000 раз?

14. Константа скорости некоторой реакции при 273 К равна 1,17 л ∙ моль^-1 ∙ мин^-1, а при 298 К - 6,56 л ∙ моль^-1 ∙ мин^-1. Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции и энергию активации.

 

Химическое равновесие

Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. протекают только в одном направлении. Обратимые реакции протекают не до конца. При обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется до конца. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Пример необратимой реакции:

Zn + 4 HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O.

Пример обратимой реакции:

H₂ + J₂ ⇄ 2 HJ.

В начале процесса прямая реакция идет с большой скоростью:

V₁ = K₁[H₂][J₂].

Постепенно концентрация исходных реагентов уменьшается и уменьшается скорость прямой реакции.

По мере накопления йодоводорода всё с большей скоростью начинает протекать обратный процесс разложения йодоводорода.

V₂ = K₂[HJ]².

Через некоторое время скорости прямой и обратной реакции становятся равными:

V₁ = V₂; K₁[H₂]∙[J₂] = K₂[HJ]²

или

⁼ ,

где К – константа равновесия.

 

Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Для обратимой реакции

m A + n B ⇄ p C + q D

 

константа химического равновесия равна

 

.

В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно некоторой постоянной величине, называемой константой химического равновесия.

Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия в системе и переход ее в новое равновесное состояние.

Подобный переход реакционной системы из одного состояния к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия.

Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие.

Повышение концентрации одного из исходных реагентов сдвигает равновесие вправо (усиливается прямая реакция); повышение концентрации продуктов реакция смещает равновесие влево (усиливается обратная реакция).

Если реакция протекает с увеличением числа молекул газа (т.е. в правой части уравнения реакции суммарное число молекул газов больше, чем число молекул газообразных веществ в левой части), то повышение давления препятствует реакции, а уменьшение давления – благоприятствует реакции.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

Катализатор изменяет в одинаковое число раз как скорость прямой, так и обратной реакции. Поэтому катализатор не вызывает сдвиг равновесия, а лишь сокращает или увеличивает время, необходимое для достижения равновесия.

 

Лабораторная работа

Химическое равновесие

 

Цель работы

Изучение влияния различных факторов на установление и смещение химического равновесия.

 

Оборудование и реактивы

Спиртовка. Пробирки. Хлорид калия (крист.). Хлорид аммония (крист.). Растворы: хлорида железа (III) (насыщ.), роданида калия (насыщ.), хромата калия (1 М), серной кислоты (1 М), гидроксида калия (2 М).