Лабораторные работы по "Неорганической химии"

Теоретическая часть к лабораторной работе №7.

 

Скоростью химической реакции называют изменение концентрации или массы реагирующих веществ за единицу времени.

 

Средняя скорость показывает изменение концентрации вещества за определенный интервал времени.

 

Vср = ±С₂ – С₁/τ₂ – τ₁ = ±ΔС/Δτ

 

Гомогенные реакции – реакции между веществами, находящимися в одинаковом агрегатном состоянии, не имеющие границу раздела двух сред.

 

Гетерогенная реакция – реакция, в которой взаимодействующие вещества находятся в разных агрегатных состояниях (или даже в одинаковых), но имеющие границу раздела двух сред. К ним относятся: горение топлива, взаимодействие металлов с кислотами, получение азотной кислотой абсорбцией оксидов азота водой, выщелачевание кислотами руд, обработка нефтепродуктов серной кислотой.

 

Факторы, влияющие на скорость гомогенной реакции:

 

1. Природа взаимодействующих веществ.
2. Скорость зависит от концентрации реагирующих веществ.

 

Закон действующих масс:

Скорость элементарной химической реакции при данной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях с показателями, равными стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

 

         Скорость реакции пропорциональна  произведению концентраций реагирующих  веществ в степенях, равным коэффициентам в уравнении реакции (порядку реакции).

aA + bB = dD

V = k[A]^a [B]^b

 

3. Давление. Величина давления влияет на скорость реакции с участием газа. При ↑Р в определенное количество раз, во столько же раз ↑С газа.
4. Температура. При увеличении температуры увеличивается внутренняя энергия и увеличивается число столкновений между молекулами взаимодействующих веществ, приводящих к ↑V.

 

Обобщая экспериментальные  данные, голландский ученый Вант –  Гофф в 1879 году установил следующее  правило: повышение температуры на каждые 10°С увеличивает скорость гомогенных реакций в 2 – 4 раза.

 

Vt₂ = Vt₁ * γ^(t2-t1)/10        Kt₁/Kt₂ = γ^(t2-t1)/10

 

Энергия активации представляет собой разность между средней  энергией  реагирующих частиц и  энергией активированного комплекса (определяет влияние природы реагирующих веществ на скорость химической реакции).

 

Факторы, влияющие на скорость гетерогенных реакции:

 

1.      Дисперсность (измельченность) исходных веществ.

aA(тв) + bB(ж) = dD(тв) +сС(г)

V = k [B]^b

2. Увеличение поверхности границы раздела сред.
3. Растворитель. Влияние растворителя обусловлено многими факторами: электростатическим взаимодействием между ионами и диполями, сольватацией.
4. Электрический заряд. В этом случае скорость реакции пропорциональна мощности электрического заряда.
5. Радиационное воздействие – в результате прохождения ионизирующего излучения через вещество.
6. Фотохимическое воздействие – под влиянием света.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Теоретическая часть к лабораторной работе №8.

 

Обратимыми называют реакции, которые при данных условиях одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях:

 

Рассмотрим химическое равновесие с точки зрения закона действующих масс. Для обратимого процесса, изображенного в общем  виде,

 

аA + bB ↔ cC + dD

 

Запишем кинетические уравнения прямой и обратной реакций:

 

V1 = K₁[A]^a [B]^b

V2 = K₂[C]^c [D]^d

 

Для состояния равновесия V1=V2 приравняем правые части кинетических уравнений.

 

K1[A]^a [B]^b = K2[C]^c [D]^d

 

Берем отношение скоростей:

 

 

Заменим отношение постоянных величин констант скоростей К₁/К₂ на постоянную величину К, называемую константой равновесия.

 

 

Для равновесных систем закон действующих масс может  быть сформулирован так: Химическое равновесие устанавливается, когда  произведение концентраций продуктов реакции, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, деленное на произведение концентраций реагентов, возведенных в соответствующие степени, становится постоянной величиной при определенных условиях.

 

Факторы, влияющие на химическое равновесие.

 

1. Изменение концентраций реагентов

K = [C]^c [D]^d/[A]^a [B]^b

 

Как известно, константа  равновесия при неизменной температуре  – величина постоянная.

При увеличении концентрации исходных веществ (реагентов А и  В) равновесие должно сместиться вправо, то есть в сторону увеличения концентраций продуктов реакции.

 

3. Изменение давления

Изменение давления влияет на состояние равновесия систем, содержащих газообразные вещества. Изменение давления равноценно изменению концентраций всех газообразных веществ. Это значит, что в большей мере изменяется скорость той реакции, в которой участвует большее количество молекул газов

N₂     +  3H₂    ↔ 2NH₃

4 объема          2 объема

                                              

Принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в истинном химическом равновесии, воздействовать извне путем изменения какого – либо параметра, влияющего на равновесие (концентрации, давления, температуры), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая способствует восстановлению первоначального состояния системы.

 

4. Изменение температуры

        При увеличении температуры происходит смещение химического равновесия в сторону эндотермической реакции, так как в результате этой реакции поглощается теплота и система охлаждается.

 

5. Влияние катализатора.

       Катализатор равновесие не смещает, так как не является ни реагентом, ни продуктом реакции. Катализатор в одинаковой степени изменяет скорость как прямой, так и обратной реакции.

 

Особенности равновесия в гетерогенных системах:

 

Реакция между веществами, находящимися в различных агрегатных состояниях, протекают на поверхности раздела фаз. Если в гетерогенной равновесной системе какое – то вещество находится в твердом состоянии, то добавление в систему этого вещества не приведет к смещению равновесия, так как концентрация этого вещества постоянна, независима от величины его массы.

 

Различают истинное и  метастабильное (кажущееся) равновесие.

 

Истинное химическое равновесие характеризуется тремя  признаками:

1. В системе не происходит видимых во времени изменений при отсутствии внешних воздействий
2. Равновесие достигается как при прямой, так и при обратной реакции
3. Самое малое внешнее воздействие легко смещает равновесие в ту или другую сторону.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Опыт №1.

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции.

 

Цель работы: исследовать взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой.

Общее уравнение реакции:

 

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + SO₂ + H₂O

 

Мы качественно проделали  опыт, для чего в пробирку внесли 5 – 10 капель тиосульфата натрия и 3 – 5 капель 2н. раствора серной кислоты. Мы пронаблюдали помутнение раствора вследствие выпадения серы.

В 3 пробирки мы налили тиосульфат натрия и разбавили его водой  как указано в таблице 1.

Номер опыта	Число капель раствора Na2S2O3	Число капель воды	Число капель H2SO4	Общий объем раствора (капли)	Относительная концентрация Na2S2O3	Время течения реакции  τ,с.	Скорость реакции в  условных единицах υ=1/τ
1	4	8	1	13	1/С	21,8	0,046
2	8	4	1	13	2/С	13,3	0,150
3	12	0	1	13	3/С	10,8	0,277

 

 

 

В первую пробирку мы налили 4 капли тиосульфата натрия и 8 капель воды, во вторую 8 капель тиосульфата натрия и 4 капли воды, а в третью 12 капель тиосульфата натрия, и получили равные объемы тиосульфата натрия, но различной концентрации.

Во все пробирки прилили  по 1 капле серной кислоты и засекли время с момента добавления до помутнения раствора.

 

Вывод: мы видим, что концентрация исходных веществ играет большую роль в определении скорости реакции. Согласно закону действующих масс, скорость реакции зависит от произведения концентраций реагирующих веществ в степенях равным стехиометрическим коэффициентам.

 

 

 

 

 

 

Опыт №2.

Влияние температуры на скорость химической реакции.

 

 

Взяли три химических стакана с водой, которые имеют  крышки с гнездами для пробирок и  термометра. В одном стакане вода комнатной температуры, во втором – теплее комнатной на 10^оС, а в третьей – на 20^оС.

В одно из свободных отверстий в  крышке каждого стакана вставить пробирку с 2н. раствором серной кислоты, в другое – пробирку с 10 каплями 1н. раствора тиосульфата натрия. Через 10 – 15 минут после термостатирования растворов, не вынимая пробирки с тиосульфатом натрия, добавить в нее одну каплю 2н. раствора серной кислоты. По секундомеру определить время с момента добавления кислоты до появления помутнения.

Номер опыта	Темпера- тура t, оС	Время течения реакции t,с	Относительная скорость реакции V=1/t,с-1	Изменение скорости реакции g=V(t+10)/Vt	gср
1	22	10	0,1´22=2,2
2	32	6	0,17´32=5,44	g1=5,44/2,2=2,47	gср= 1,325
3	42	2	0,5´2=1	g2= 1/5,44=0,18

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Опыт №3.

 Влияние  величины поверхности раздела  реагирующих веществ на скорость  химической реакции в гетерогенной  системе взаимодействия СаСО₃ с HCl.

 

 

Приготовили два небольших  и одинаковых по размерам кусочка  мела. Один из них растерли в порошок  и пересыпали в пробирку, другой целиком опустили в пробирку. В обе пробирке одновременно прилили 15-20 капель HCl.

 

В обеих пробирках  наблюдали выделение газа (СО₂ ).

 

CaCO₃+2HCl=CaCl₂+CO₂+H₂O

 

Реакция между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях, протекают на поверхности раздела  фаз.

 

В пробирке, в которой  мел был в виде порошка, реакция  протекла за 3 секунды, а в пробирке с кусочком мела она протекла за 8 секунд. В первой пробирке реакция протекла быстрее, т.к. в ней больше площадь раздела фаз между реагирующими веществами.

 

Вывод: на скорость химической реакции в гетерогенной системе влияет поверхность раздела фаз. Чем больше поверхность, тем быстрее протекает реакция.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Опыт№1.

Влияние изменения  концентрации реагирующих веществ  на смещение химического равновесия

 

В пробирку были добавлены FeCl₃ и KSCN. Получен равномерно окрашенный в красноватый цвет раствор

 

FeCl₃ + 3KSCN Û Fe(SCN)₃ + 3KCl

 

Красноватую окраску раствору придает Fe(SCN)₃ – роданид железа (III).

 

Полученный раствор  поровну разлили по четырем пробиркам.

 

Первую пробирку оставили в качестве контрольной.