2. Привести объем водорода V(H2) к н.у., выразив Vо из объединенного уравнение Бойля-Мариотта и Гей-Люссака
Ро Vо = PV ,
То Т
в котором вместо Р следует использовать:
Р' = Р - Р(H2O)
3. Вычислить массу выделившегося водорода (m2) при н.у. по формулам:
n = Vо / Vm , m2 = n.M(H2)
4. Рассчитать молярную массу эквивалента цинка по формуле:
M(Э(zn)) = m1 / m2
5. Вычислить процент ошибки опыта по формуле:
процент ошибки = M(Э*(zn)) - M(Э(zn)) ,
M(Э*(zn))
где M(Э*(zn )) = молярная масса эквивалента цинка, рассчитанная по формуле
M(Э*(zn)) = Ar(zn) / 2 = 65,4 / 2 =32,7 г/моль
Лабораторная работа 3. Скорость химических реакций
Теоретическая часть
Скоростью реакции называется изменение концентрации вещества за единицу времени при неизменном объёме системы:
хгом = ± Дn / V . Дф (моль /(л . сек) (1)
или хгом = ± ДС / Дф , (моль /(л . сек) (2)
Скорость гетерогенной реакции:
хгет = ± Дn / S .Дф (моль /(см2 . сек) (3)
Отношение предельно малой величины изменения концентрации (dC) к предельно малому промежутку времени (dф) определяет истинную скорость реакции в момент времени ф: хгом = ± dC / dф (4)
Скорость химической реакции можно определить либо по изменению концентрации исходного вещества: хгом = - dC / dф,
либо по изменению концентрации получаемого в результате реакции вещества: хгом = dC / dф (5)
Константа скорости реакции нулевого порядка:
k = (1/ ф) . (C0 - C) (7)
Константа скорости реакции первого порядка:
k = (1/ ф) . ln (C0 / C) или k = 2,303. (1/ ф) . lg (C0 / C) (8)
Константа скорости реакции второго порядка:
k = 1/ ф. (1/С - 1/C0) (9)
Закон действующих масс применим только к простейшим реакциям, когда уравнение реакции точно отражает ее ход, т.е. все атомы (молекулы) исходных веществ сталкиваются одновременно и участвуют в элементарном акте химического превращения.
Скорость сложных химических реакций определяется скоростью наиболее медленно протекающей. Для газовых реакций этот закон является строгим только в пределах применимости законов идеальных газов. Он также применим и к реакциям в растворах, но только при большом разбавлении.
В случае гетерогенных реакций в уравнения закона действующих масс вводят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе.
В грубом приближении зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:
При повышении температуры на каждые 10С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.
хt2 = хt1. (t2 - t1) /10 или хt2/хt1 = (t2 - t1) /10 (10)
Возрастание скорости реакции с ростом температуры принято характеризовать температурным коэффициентом скорости реакции (), показывающим, во сколько раз увечилась константа скорости при увеличение температуры на 10С
= kt+10 / kt (11)
Зависимость скорости реакции от температуры более точно выражается уравнением Аррениуса для константы скорости реакции: k = А. е-Е/RT (12),
где k- константа скорости реакции; А - предэкспоненциальный множитель, постоянная, независящая (слабозависящая) от температуры; е - основание натурального логарифма; Еа - энергия активации; е-Е/RT -экспоненциальный множитель, показывающий долю активных молекул.
Чем выше значение Еа, тем меньше активных молекул и тем ниже константа и скорость химической реакции.
Для двух констант и двух температур энергия активации имеет следующее выражение:
Еа = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (k2/k1) (13)
или Еа = 2,303R (T2T1 / (T2-T1)). lg(k2/k1), T2 >T1
Запишем выражение (13) для прямой и обратной реакции:
Еа.пр = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (k2пр/k1пр) (14)
Еа.обр = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (k2обр/k1обр) (15)
Тогда получим:
-?Н = Еа.обр - Еа.пр = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (К1 / К2)
или
?Н = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (К2 / К1) (16)
Соотношение (16) позволяет по двум константам равновесия К1 и К2 при двух температурах T1 и T2 вычислить изменение энтальпии реакции или константу равновесия.
Уравнение (16) можно записать также в виде:
ln (К2 / К1) = (?Н / R ) . (1/ T2 - 1/ T1) (17)
Зависимость скорости реакции от температуры Т, энергии активации Еа и энтропии активации ДSа определяется выражением для константы скорости реакции:
k = z . e -Е/RT . e ДS/R,
где z -общее число столкновений между молекулами в секунду или коэффициент пропорциональности; e ДS/R - стерически множитель или фактор вероятности надлежащей ориентации сталкивающихся молекул.
Экспериментальная часть
Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции при постоянной температуре
1. Взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. В три пронумерованные пробирки налить раствор тиосульфата натрия (Na2SO3S): в первую - 1 мл, во вторую - 2 мл, в третью - 3 мл. Затем в первую добавить 2 мл воды, во вторую - 1 мл воды, в третью воду не добавлять. После этого в каждую пробирку добавить по 1 мл 2 н. раствора H2SO4. Определить время с момента добавления кислоты до появления едва заметного помутнения раствора в каждой пробирке.
Реакция протекает относительно медленно и сопровождается выделением в осадок серы. Скорость внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции:
Na2S+6O3S-2 + H2SO4 = SO2 + S + Na2SO4 + H2O
S+6 +6е = S0 1
S-2 -6е = S+4 1
условно можно выразить как величину, обратную времени протекания реакции от момента смешения до появления едва заметного помутнения полученного раствора.
Результаты занести в таблицу:
Таблица 1
Изобразите эту зависимость графически, отложив на оси абсцисс условные концентрации Na2SO3S , а на оси ординат - э .
2. Взаимодействия йодата калия с сульфитом натрия в сернокислой среде. Отмерить в одну пробирку 3 мл раствора йодата калия, в другую -3 мл сульфита натрия, подкисленного серной кислотой и содержащего несколько капель крахмала. Быстро прилить второй раствор к первому. Отметить время сливания растворов и момент появления окраски. Повторить опыт, уменьшив концентрацию второго раствора в два раза. Полученные результаты занести в таблицу:
Таблица 2
2NaIO3(р) + 5Na2SO3(р) + Н2SO4(р) = I2v + 6Na2SO4 + 3H2O
Протекают колебательные реакции:
NaIO3(р) + 3Na2SO3(р) = NaI + 3Na2SO4 (в присутствии Н2SO4)
NaIO3(р) + 5NaI(р) + 3Н2SO4(р) = 3I2v + 3Na2SO4 + 3H2O (ММК)
3I2 + 3Na2SO3(р) + 3H2O = 6NaI + 3Н2SO4
Влияние температуры на скорость химической реакции
Взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. В три нумерованные пробирки налить по 1 мл раствора тиосульфата натрия Na2SO3S. Отметить температуру воздуха в лаборатории. В первую пробирку добавить 1 мл 2 н. раствора H2SO4, встряхнуть и определить время с момента добавления кислоты до появления едва заметного помутнения раствора.
Вторую пробирку поместить в стакан с водой и нагреть до температуры, превышающую комнатную на 10 С (следить по термометру). В эту же воду опустить пробирку с 1 мл 2 н. раствора H2SO4. Затем содержимое пробирок слить, встряхнуть и отметить время с момента добавления кислоты до появления едва заметного помутнения раствора.
Аналогично нагреть третью пробирку до температуры, превышающую комнатную на 20 С и проделать тот же самый опыт. Полученные данные занести в таблицу:
Таблица 3
Скорость внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции
Na2S+6O3S-2 + H2SO4 SO2 + S + Na2SO4 + H2O
условно выразить как величину, обратную времени протекания реакции от момента смешения до помутнения полученного раствора ( э =1/) и занести также в таблицу.
Построить график зависимости э от температуры и определить характер этой зависимости.
Скорость гетерогенных химических реакций
Влияние степени смешения реагентов на скорость реакции. Положить в сухую фарфоровую ступку около 0,01 г порошка безводного сульфата меди и несколько кристаллов йодида калия. Перемешать пестиком эти вещества, а затем растереть их. Что наблюдается? Прилить к полученной смеси несколько капель воды. Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнение реакции.
Лабораторная работа 4. Химическое равновесие
Теоретическая часть
Скорость обратимой реакции равна разности между скоростями прямой и обратной реакций: х = хпр - хобр. Когда хпр = хобр, хпр - хобр = 0, концентрации всех веществ постоянны и не изменяются со временем, наступает динамичес-кое химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия служит константа химического равновесия (К).
При хпр = хобр для реакции aA + bB = cAB получим
kпр. [А]a . [В]b = kобр. [AB]c
или kпр / kобр = [AB]c / [А]a . [В]b ,
К = [AB]c / [А]a . [В]b
Численное значение константы (К) характеризует выход данной реакции. Константа химического равновесия не зависит от энергии активации и концентрации. Катализаторы не влияют на константу равновесия, а, снижая энергию активации и повышая энтропию активации, ускоряют достижение равновесия.
К зависит от температуры, от изменений энтальпии (теплового эффекта) реакции и энтропии:
К = е ?S/ R .е -?H/RT = е (T?S -?H) /RT
или lnK= (T?S - ?H) / RT.
Влияние изменения внешних условий на состояния химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие, равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет воздействие.
Таким образом, при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие сместится в сторону расхода этого вещества. При уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие сместится в сторону образования этого вещества. Системы, содержащие только жидкие или твердые реагенты, на изменение давления практически не реагируют.
При увеличении давления в системе равновесие сдвигается в сторону реакции, которая сопровождается уменьшением числа молей газообразных веществ, т.е. - в сторону меньших мольных объемов.
Для реакций, проходящих без изменения объема, изменение давления практически не сказывается на смещении равновесия.
Скорость экзотермических реакций увеличивается по мере понижения температуры процесса до определенного значения, так как при этом облегчается отвод тепла. А при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической химической реакции.
Так как катализаторы в одинаковой мере ускоряют и прямую, и обратную реакции, сдвигать химическое равновесие они не могут.
Написать уравнение реакции
Fe3+ + 3SCN- - Fe(SCN)3
Изменение концентрации Fe(SCN)3 сказывается на изменении окраски раствора. Это позволяет наблюдать, в каком направлении смещается равновесие при изменении концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции.
Полученный раствор разлить в четыре пробирки. В первую прилить 1 мл раствора FeCl3, во вторую - 1 мл раствора NH4SCN, в третью - 1микрошпатель соли NH4Cl, четвертую пробирку оставить в качестве эталона. В каждом случае после тщательного встряхивания пробирок отметить изменение интенсивности окраски раствора.
На основании закона действующих масс и константы химического равновесия объяснить происходящие явления. Результаты опытов свести в таблицу:
Таблица 4
2. Обратимость смещения химического равновесия. В пробирку налить 1 мл раствора K2Cr2O7 (оранжевый) и добавить по каплям концентрированный раствор щелочи. Наблюдать за изменение окраски раствора. Когда раствор пожелтеет, добавить по каплям концентрированную серную кислоту до появления оранжевой окраски. После чего снова прибавить несколько капель щелочи до появления желтой окраски раствора.
В растворе имет место равновесие:
Cr2O72- + ОН- - 2CrO42- + Н+
(оранжевый) (желтый)
Изменение концентрации ионов Н+ и ОН- приводит к смещению этого равновесия. Отсюда следует, что дихромат-ионы Cr2O72- усточивы в кислой среде, а хромат-ионы CrO42- - в щелочной среде.
3. Влияние температуры на химическое равновесие. Термическая диссоциация двуокиси азота. Использовать для опыта два сообщающихся сосуда, заполненных двуокисью азота. Колбу 1 опустить в стакан, заполнен-ный снегом или толченым льдом, колбу 2 поместить в стакан с водой. Подогреть стакан с водой и наблюдать изменение цвета газа в обеих колбах.