Лабораторная работа №5 Химическая кинетика и химическое равновесие

Вид материала

Лабораторная работа

Содержание Вопросы и упражнения. III. Экспериментальная часть. 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Таблица 1 . Зависимость скорости реакции от условной концентрации раствора Номер пробирки 2. Зависимость скорости реакции от температуры. Таблица 2. Зависимость скорости реакции от температуры. 3. Скорость реакций в гетерогенных системах. Часть 2. Химическое равновесие. Таблица 3. Влияние изменения концентрации реагентов и продуктов

Подобный материал:

• Календарно-тематический план лекций дисциплина «Химия», 54.25kb.
• Общая и неорганическая химия, 441.8kb.
• В. И. Ермолаева 1 семестр 2005/06 уч г. График лабораторных занятий по химии для всех, 82.76kb.
• Химическая и радиационная физика мемориал О. И. Лейпунского, 152.71kb.
• П. Н. К учебнику: Микроэкономика: инновационные аспекты. Глава Рыночный механизм, 583.62kb.
• Программа курса лекций, 22.59kb.
• Оглавление, 334.79kb.
• Методические указания к лабораторным работам Лабораторная работа, 357.24kb.
• Лабораторная работа №3 кпк лабораторная работа №3 Тема: карманный персональный компьютер, 173.34kb.
• Правила определения победителя при голосовании Правило Борда Правило Кондорсе, 25.04kb.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5

Химическая кинетика и химическое равновесие.


I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.

Понятие о системе. Гомогенные и гетерогенные системы. Открытые, закрытые и изолированные системы. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакций. Закон действующих масс. Кинетические уравнения химических реакций. Константа скорости химической реакции. Энергетические диаграммы химических процессов. Энергия активации. Зависимость константы скорости реакции от энергии активации (уравнение Аррениуса). Влияние температуры на скорость реакции (правило Вант-Гоффа). Температурный коэффициент реакции. Катализ. Катализаторы и ингибиторы. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Факторы, способствующие смещению химического равновесия (принцип Ле-Шателье).

2. Вопросы и упражнения.
   

1. Напишите кинетические уравнения для скоростей следующих реакций:

а) 2СО_(г.) + О_2(г.) → 2СО_2(г.) б) С_(тв.)+ СО_2(г.) → 2СО_(г.)

в) СаСО_3(тв)→ СаО_(тв)+ СО_2(г.) г) СН_{4 (г)} + 2 О_{2 (г)}  СО_{2 (г)} + 2 Н₂О_(г)

Какие из вышеперечисленных реакций относятся к гомогенным, какие – к гетерогенным?

2. Во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной реакций в системе:

2SО_2(г.) + О_2(г.) ↔ 2SО_3(г.),

если объем газовой смеси уменьшить в 3 раза?

3. Как изменится скорость реакции
   

2NO _(г) + O_2(г) → 2 NO_2(г), если:

а) увеличить давление в системе в 2 раза, б) повысить концентрацию NO в 2 раза, в) повысить концентрацию О₂ в 2 раза?

4. Температурный коэффициент реакции равен 3. Во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении температуры на 40^о?

5. При увеличении температуры на 80⁰, скорость реакции возросла в 256 раз. Рассчитайте значение температурного коэффициента скорости реакции.

6. В каком направлении сместится равновесие следующих реакций

2 СО_(г) + О_{2 (г)} 2 СО_{2 (г)} Δ Н < 0

СаСО_{3 (тв)} СаО_(тв) + СО Δ Н > 0

N_2(г) + 3H_2(г) 2 NH_3(г) Δ H < 0

2Mg + O_2(г) 2MgO Δ H < 0

а) при понижении температуры?

б) при повышении давления?


III. Экспериментальная часть.

Часть 1. Влияние различных факторов на скорость химической реакции.

В реакции:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄  Na₂SO₄ + H₂O + SO₂ + S

время от начала реакции до начала появления осадка серы (помутнения раствора) зависит от концентрации реагирующих веществ и температуры.

1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

В три градуированные пробирки, в соответствии с данными таблицы 1, налейте 1, 2 и 3 мл раствора тиосульфата натрия. Затем, в первую пробирку добавьте 2 мл дистиллированной воды, а во вторую 1 мл воды. Это делается для того, чтобы объем растворов в каждой пробирке был одинаков. В этом случае концентрацию первого, самого разбавленного раствора, можно условно принять за 1, второго за 2 и третьего за 3.

Приготовьте в трех отдельных градуированных пробирках по 1 мл раствора серной кислоты.

В каждую из пробирок с раствором тиосульфата поочередно добавьте по 1 мл раствора серной кислоты из второй группы пробирок и определите время до начала помутнения раствора. На основании полученных данных заполните таблицу 1.


Таблица 1 .

Зависимость скорости реакции от условной

концентрации раствора

Номер пробирки	Объем, мл		Условная концентрация р-ра Na2S2O3	Время до появления серы, (), с	Скорость реакции, (1/)
	Раствора Na2S2O3	H2O
1	1,0	2,0	1
2	2,0	1,0	2
3	3,0	-	3

Постройте график зависимости условной скорости реакции от условной концентрации Na₂S₂O₃ (по оси абсцисс – концентрация тиосульфата натрия, по оси ординат – скорость реакции).

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия.

2. Зависимость скорости реакции от температуры.

Подготовьте водяную баню. Температуру в водяной бане поддерживайте сначала, примерно, на 20⁰С выше комнатной, а

затем на 40⁰С.

Повторите эксперимент, проделанный вами в пункте 1а. с пробиркой №1, предварительно нагрев пробирки с реагентами, поместив пробирки с растворами тиосульфата натрия и серной кислоты в водяную баню при соответствующей температуре. Пробирки с растворами реагентов должны находиться в водяной бане примерно 3-5 минут. Слейте содержимое пробирок и отметьте время до начала помутнения.

Полученные данные занесите в табл. 2. Данные опыта с не нагретыми растворами возьмите из табл.1. Укажите значения температур, при которых проводились опыты.

Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость химической реакции.

Постройте график зависимости условной скорости реакции от концентрации Na₂S₂O₃ (по оси абсцисс – концентрация температура реакции, по оси ординат – условная скорость реакции).


Таблица 2.

Зависимость скорости реакции от температуры.

Темпера-тура, 0С	Объем, мл		Условная концентрация р-ра Na2S2O3	Время до появления серы, (), с	Скорость реакции, (V=1/)
	Раствора Na2S2O3	H2O
	1,0	2,0	1
	1,0	2,0	1
	1,0	2,0	1

3. Скорость реакций в гетерогенных системах.

Налейте в 2 пробирки одинаковые объемы раствора хлороводородной кислоты. В одну из пробирок поместите небольшой кусочек мрамора (карбоната кальция), а в другую одновременно поместите не кончике шпателя примерно такое же количество мрамора в виде порошка. В какой из пробирок реакция протекает быстрее?

Напишите уравнение реакции взаимодействия карбоната кальция с хлороводородной кислотой.

Сделайте вывод о влиянии площади поверхности реагентов на скорость гетерогенной реакции.


Часть 2. Химическое равновесие.

В пробирку налейте, примерно, 3 мл разбавленного раствора хлорида железа (III) и добавьте несколько капель разбавленного раствора роданида калия. Протекающая реакция является обратимой и протекает по уравнению:

FeCl₃ + 6KCNS = К₃[Fe(CNS)₆] + 3 KCl

Какой цвет имеет образующийся в результате реакции гексароданоферрат(III) калия - К₃[Fe(CNS)₆]?

Полученный раствор разделите примерно поровну на 4 пробирки. В первую добавьте несколько капель концентрированного раствора хлорида железа, во вторую –концентрированного раствора роданида калия, в третью – добавьте порошкообразный хлорид калия. Сравните изменения окраски растворов в этих пробирках с исходным цветом раствора в четвертой пробирке.

Результаты опытов занесите в табл. 3

Таблица 3.

Влияние изменения концентрации реагентов и продуктов

реакции на смещение химического равновесия.

№ пробирки	Добавлено	Изменение окраски раствора	Направление смещения равновесия
1	FeCl3
2	KSNC
3	KCl

Сделайте вывод о влиянии изменения концентрации реагентов и продуктов реакции на смещение химического равновесия.

Запишите формулировку принципа Ле-Шателье.