 |
Обработка результатов эксперимента
|
|
|
|
1. По уравнению Клапейрона—Менделеева
вычислить массу диоксида углерода.
2. Для определения давления 
следует из атмосферного давления Р атм вычесть давление столба жидкости р р-ра:
,
где р р-ра вычисляется по формуле:
,
где d р-ра – плотность насыщенного раствора хлорида натрия, равная 1,2 г/см3, d Hg – плотность ртути, равная 13,6 г/см3. Парциальным давлением водяного пара ввиду его малого значения в насыщенном растворе поваренной соли в данном опыте можно пренебречь.
Применяя закон эквивалентов вычислить эквивалентную массу Na2CO3:
.
Найти абсолютную и относительную погрешности определения:
,
где 
.
Содержание отчета по лабораторной работе
1. Название работы.
2. Цель работы.
3. Ход эксперимента.
4. Экспериментальные данные (см. протокол к лабораторной работе).
5. Обработка экспериментальных данных.
6. Вывод.
Лабораторная работа № 3. Исследование скорости химических реакций и химического равновесия
Сущность работы: Зависимость скорость реакции от концентрации реагирующих веществ определяется кинетическим уравнением. Эту зависимость устанавливают при постоянной температуре, изменяя концентрацию одного из реагирующих веществ. Зависимость скорости реакции от температуры описывается эмпирическим правилом Вант-Гоффа (работает при температуре < 100°С) и уравнением Аррениуса. Определив параметры уравнения Аррениуса, можно рассчитать скорость реакции при любой заданной температуре.
Большинство химических реакций являются обратимыми. Все обратимые процессы протекают не полностью, а лишь до состояния равновесия, которое характеризуется величиной константы химического равновесия. Изменение внешних условий вызывает смещение равновесия. Если изменение условий вызвало рост концентрации продуктов реакции, то говорят: равновесие сместилось в сторону прямой реакции. Напротив, уменьшение выхода продуктов означает смещение равновесия в сторону обратной реакции
|
|
|
Цель работы: изучить зависимость скорости реакции от концентрации реагентов и температуры, а также ознакомиться с влиянием концентрации реагентов на химическое равновесие.
Общие сведения
Средняя скорость реакции равна изменению молярной концентрации реагента в единицу времени при постоянстве объема системы. Единица измерения в СИ: моль/м3с. Истинная скорость реакции равна модулю производной концентрации по времени:
.
Скорость реакции пропорциональна числу столкновений между молекулами реагентов, которое определяется произведением их концентраций. Если в акте реакции участвуют несколько молекул одного из реагентов, то его концентрацию надо перемножить соответствующее число раз, то есть возвести в степень. Для одностадийной реакции типа:
aА + bВ = ¼
скорость будет равна:
,
где [А] и [В] – молярные концентрации реагентов, k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Константа скорости не зависит от времени протекания реакции и концентрации реагентов, но зависит от природы участников реакции, температуры и присутствия катализаторов. Если реакция протекает в несколько стадий, то значения a и b равны стехиометрическим коэффициентам в уравнении самой медленной стадии реакции, лимитирующей скорость всего процесса. Их называют частными порядками реакции по данным реагентам. Общий порядок реакции n равен сумме частных порядков:
n = a + b.
Реакция разложения тиосульфата натрия, которую мы будем изучать в данной работе, является процессом первого порядка, n = 1. Следовательно, скорость пропорциональна концентрации тиосульфата в первой степени:
|
|
|
–d С /dt = kС
Проинтегрируем это уравнение от исходной концентрации С 0 до концентрации в текущий момент времени С t:
Полученное уравнение позволяет рассчитать концентрацию реагента в любой момент времени. Необходимое для расчетов значение константы скорости определяют по экспериментальной зависимости концентрации реагента от времени протекания реакции. Для реакции первого порядка зависимость ln С = f (t) прямолинейная, при этом ее угловой коэффициент равен константе скорости.
Скорость реакции резко зависит от температуры. Известно эмпирическое правило Вант-Гоффа: «При увеличении температуры на 10 K скорость химических реакций возрастает в 2–4 раза»:
,
где g – температурный коэффициент скорости реакции.
Причина столь значительной температурной зависимости скорости реакций в том, что для перестройки химических связей в молекулах в ходе элементарного акта реакции требуются большие затраты энергии. Расчеты показывают, что лишь одно из 1010–1020 столкновений молекул реагентов заканчивается химическим превращением. В остальных случаях кинетической энергии частиц оказывается недостаточно для перестройки связей. Минимальное количество кинетической энергии молекул, необходимое для протекания элементарного акта реакции при их столкновении, называют энергией активации. Домножив ее на число Авогадро, получим молярную энергию активации Еа, которую измеряют в Дж/моль. Из закона Максвелла и Больцмана следует, что число частиц с высокими энергиями теплового движения, а значит и число активных столкновений, увеличивается экспоненциально с ростом температуры, чем и обусловлены высокие температурные коэффициенты скорости химических реакций.
В 1889 г. знаменитый шведский химик Аррениус вывел уравнение, связывающее константу скорости с температурой и энергией активации, согласно которому, константа скорости находится в экспоненциальной зависимости от температуры:
,
где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль×K; k max – предэкспоненциальный фактор, имеющий смысл максимально возможного значения константы скорости при нулевой энергии активации или бесконечно высокой температуре, когда все столкновения молекул реагентов становятся активными. Уравнение Аррениуса используют чаще в логарифмической форме:
|
|
|
ln k = ln k max – Ea / RT,
согласно которой, графическая зависимость ln k = f (T –1) является прямолинейной. Ее строят по опытным данным. Отрезок, отсекаемый на оси ординат при экстраполяции прямой, равен ln k max. Угловой коэффициент равен – Ea / R. Определив параметры уравнения Аррениуса, можно рассчитать скорость реакции при любой заданной температуре.
Большинство химических реакций являются обратимыми, то есть могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Рассмотрим обратимую реакцию:
a A + b B = c C + d D
Скорости прямой и обратной реакций связаны с концентрациями реагентов следующими уравнениями:
v пр = k пр[A] a [B] b;
v обр = k обр[C] c [D] d.
С течением времени скорость прямой реакции будет уменьшаться вследствие расхода реагентов А и В и понижения их концентраций. Напротив, скорость обратной реакции по мере накопления продуктов С и D будет возрастать. Поэтому через некоторый промежуток времени скорости прямой и обратной реакций сравняются друг с другом. Установится состояние системы, в котором отсутствуют потоки вещества и энергии, называемое химическим равновесием. Все обратимые процессы протекают не полностью, а лишь до состояния равновесия, в котором из условия v пр = v обр следует математическое выражение закона действующих масс, который позволяет рассчитывать состав равновесной реакционной смеси:
,
где K – константа химического равновесия, которая зависит от температуры и природы реагентов, но не зависит от концентрации последних.
Переход от одного равновесного состояния к другому в результате изменения внешних условий (температуры, давления, добавки одного из реагентов) называют смещением равновесия. Если изменение условий вызвало рост концентрации продуктов реакции, то говорят: равновесие сместилось в сторону прямой реакции. Напротив, уменьшение выхода продуктов означает смещение равновесия в сторону обратной реакции.
На практике важно добиться максимально возможного смещения равновесия в сторону прямой реакции (или обратной, если требуется подавить образование вредных веществ). Условия для этого выбирают на основе принципа, сформулированного известным французским металлургом Ле-Шателье: «равновесие смещается в сторону реакции, ослабляющей оказываемое на систему внешнее воздействие». Например, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением тепла. При добавлении в систему одного из реагентов, равновесие смещается в сторону реакции, в которой этот реагент расходуется.
|
|
|
Контрольные вопросы
1. Что называется скоростью химической реакции?
2. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?
3. Что называется порядком реакции по данному веществу?
4. Что такое общий (суммарный) порядок реакции?
5. От каких факторов зависит величина константы скорости реакции?
6. Как влияет величина концентрации реагирующих веществ на скорость процесса?
7. Что называется кинетическим уравнением реакции?
8. Как влияет температура на скорость реакции?
9. Как формулируется правило Вант-Гоффа?
10. Какие величины входят в уравнение Аррениуса?
11. Что такое энергия активации?
12. За счет изменения какой величины катализаторы влияют на скорость процесса?
13. Что такое химическое равновесие?
14. Что такое константа равновесия?
15. Какие факторы влияют на положение химического равновесия?
16. От каких факторов зависит величина константы равновесия?
17. Какова формулировка принципа Ле-Шателье?
18. Как влияют катализаторы на положение химического равновесия и константу равновесия?
19. Как на основании экспериментальных данных определить константу скорости реакции первого порядка?
20. Как на основании экспериментальных данных определить величину энергии активации?
Оборудование и реактивы
В штативе: тиосульфат натрия – 1 н. раствор, серная кислота – 2 н. раствор, роданид (тиоцианат) аммония – 0,5 н. раствор, хлорид железа (III) – 0,5 н. раствор, роданид аммония – 0,0025 н. раствор, хлорид железа (III) – 0,0025 н. раствор, сульфат меди – 1 н. раствор, хлорид аммония – кристаллический. В вытяжном шкафу: соляная кислота – концентрированный раствор. Получать в лаборантской: термометр, пробирки – 7 шт., химический стакан объемом 150 мл; мел (карбонат кальция).
Выполнение работы
|
|
|
