Лабораторная работа 1. Скорость химических реакций. Химическое равновесие

Цель работы. Установить влияние температуры, концентрации реагирующих веществ на скорость реакции и сдвиг химического равновесия.

Химический процесс. Реакция между тиосульфатом натрия и серной кислотой выражается общим уравнением.

 

 

 

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорости реакции.

Для проведения опыта налейте в четыре нумерованные пробирки 2% раствор тиосульфата натрия: в первую - 2 мл, во вторую - 3 мл, в третью - 4 мл, в четвертую - 6 мл. После этого в первую пробирку долейте 4 мл воды, во вторую - 3 мл воды, в третью - 2 мл воды. Затем в каждую из пробирок поочередно приливайте по 6 мл раствора серной кислоты, отмечая на часах момент приливания кислоты и момент помутнения раствора. Результаты запишите в таблицу 1.

По полученным данным на миллиметровой бумаге постройте график, откладывая на оси ординат величину, характеризующую скорость реакции, на оси абсцисс - концентрацию раствора Na2S2O3  в процентах.

Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции.

В три пробирки налейте по 4 мл 2% раствора тиосульфата натрия, а в три другие пробирки по 4 мл 2% раствора серной кислоты. Поместите 2 пробирки (одну с кислотой, одну с тиосульфатом натрия) в стакан с водой, снабженный термометром. Через 3-5 мин отметьте в температуру. Затем достаньте пробирку с кислотой и, не вытаскивая вторую пробирку, аккуратно вылейте кислоту в пробирку с тиосульфатом натрия. Отметьте на часах момент приливания кислоты и момент помутнения раствора. Помойте пробирки.

После этого нагревайте воду до тех пор, пока температура не будет выше первоначальной на 10ºС. Поместите в стакан с водой снова 2 пробирки (одну с кислотой, одну с тиосульфатом натрия) выдержите пробирки при этой температуре 3-5 минут и вновь влейте раствор серной кислоты в пробирку с тиосульфатом натрия. Отметьте на часах момент приливания кислоты и момент помутнения.

Вновь нагрейте стакан с водой до температуры выше первоначальной на 200 С и вновь проделайте опыт с оставшимися двумя пробирками. Результаты опыта запишите в таблицу 2.

По данным таблицы 1 постройте график, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат величину, характеризующую скорость реакции 1/t.

 

Таблица 1

Номер пробы	Объем, мл			Концентрация Na2S2O3, %	Время, прошедшее от приливания до помутнения	Скорость реакции усл. ед., 1/t
	Раствор Na2S2O3	Вода	Кислота
1	2	4	6	0.67
2	3	3	6	1
3	4	2	6	1.33
4	6	0	6	2

Таблица 2

Номер пробы	Температура, 0С	Время от приливания до помутнения, с	Скорость реакции усл. ед., 1/t
1 2 3

Опыт 3. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ. В пробирку налейте несколько капель раствора хлорида железа (III), несколько капель раствора роданида калия (KCNS) и разбавьте водой до светло-желтого цвета. Полученную смесь разлейте равными частями в четыре пробирки. В одну пробирку добавьте раствор FeCl₃, во вторую - сухого KCl, в третью пробирку добавьте раствор KCNS. Четвертая пробирка используется в качестве эталона.

Сравните цвет растворов в этих пробирках с цветом раствора в пробирке № 4. Данные опыта занесите в таблицу 3.

Напишите уравнение реакции между FeCl₃ и KCNS.

Напишите константу химического равновесия для реакции.

Дайте объяснение наблюдаемым явлениям, пользуясь выражением константы химического равновесия и принципом Ле-Шателье.

 

Таблица 3

Номер пробы	Добавлено	Наблюдаемые изменения	Вывод: равновесие сместилось в сторону образования ...
1 2 3 4	эталон

Контрольные вопросы

1 Сформулируйте закон действия масс.

2 Что называется скоростью химических реакций?

3 Что называется химическим равновесием системы?

4 Сформулируйте закон Вант-Гоффа.

5 Напишите выражение для скорости следующей реакции

 

 

Как изменится скорость данной реакции, если объем газовой смеси изотермически уменьшить в 2 раза?

6 При помощи каких изменений концентраций реагирующих веществ можно сместить равновесие в сторону прямой реакции

 

 

7 Сформулируйте принцип Ле-Шателье

Теория растворов

Растворами называются гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов, которые равномерно распределены друг в друге. Размеры частиц в растворах составляют приблизительно 10^{-8 см. В зависимости от агрегатного состояния растворы могут быть твердыми, жидкими или газообразными.}

В каждом растворе должно быть не менее двух компонентов, один из которых называется растворителем, а другие – растворенными веществами. Растворитель – это компонент раствора, находящийся в том же агрегатном состоянии, что и раствор. Например, при растворении газообразного диоксида серы в воде образуется жидкий раствор. В этом случае вода – растворитель, диоксид серы – растворенное вещество. При образовании растворов веществами, находящимися в одинаковых агрегатных состояниях, растворителем может считаться любой компонент, например тот, которого в системе больше.

В соответствии с химической теорией растворов, разработанной Д.И.Менделеевым, растворение – это сложный физико-химический процесс, приводящий к образованию химических соединений (сольватов) между растворителем и растворенными веществами.

Основной количественной характеристикой растворов является концентрация, которая отражает содержание растворенных веществ в единице массы, объема раствора или растворителя. Наиболее часто употребляют следующие способы выражения концентрации: массовая доля (процентная концентрация), молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, моляльность, титр.

Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы данного компонента к массе раствора (формулы 7,8)

 

,                            (7)

,                                   (8)

 

где w(X) – массовая доля растворенного вещества Х; m(X) – масса компонента Х, г; m – масса раствора, г. Массовая доля – безразмерная величина. Она выражается в процентах или долях.

Молярная концентрация – это отношение количества растворенного вещества к объему раствора (формула 9)

 

,                                       (9)

 

где с(Х) – молярная концентрация вещества Х; n(X)- количество вещества Х, моль; V – объем раствора, м³ или л. Единица СИ молярной концентрации – моль/м³, но наиболее часто используется единица моль/л.

    Для обозначения единицы молярной концентрации раствора обычно используется буква М, например: 1 М – одномолярный раствор (с=1 моль/л).

Моляльная концентрация – это отношение количества растворенного вещества к массе растворителя.

Способность вещества образовывать раствор называется растворимостью. Раствор, в котором может быть растворено еще некоторое количество растворенного вещества при данной температуре, является ненасыщенным. При достижении предела растворимости образуется насыщенный раствор, в котором растворенное вещество находится в динамическом равновесии с избытком этого же вещества.

Количественной характеристикой растворимости является молярная концентрация насыщенного раствора данного вещества или массовая доля растворенного вещества в насыщенном растворе.

Согласно теории растворов молекулы этих систем можно рассматривать как частицы идеальных систем, поэтому физические свойства растворов зависят лишь от концентрации растворенного вещества. Согласно закону Рауля понижение давления паров растворителя над раствором определяется мольной долей растворенного вещества по формуле 10

 

,                                      (10)

 

где  - мольная доля растворенного вещества;  - уменьшение давления паров чистого растворителя соответственно над чистым растворителем и раствором.

Из этого соотношения получаются законы повышения температуры кипения растворов и понижения температуры замерзания растворов (формула 11)

 

,                                  (11)

 

где  - соответствующая криоскопическая или эбулиоскопическая константа;  - моляльность раствора.

Отсюда легко определяется молекулярная масса растворенного вещества, если известно изменение  (формула 12)

 

,                                    (12)

где  - масса растворителя в килограммах; - масса растворенного вещества в граммах.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: