1. Теоретическая часть.
Раздел химии, изучающий скорость и механизмпротекания физико-химических процессов, называется химической кинетикой.Кинетика позволяет выяснить реальные механизмы протекания процессов. Вхимической кинетике различают гомогенные и гетерогенные процессы.
Гомогенныепроцессы протекают во всем объёме, и реагирующие вещества находятся в однойфазе. В этом случае молекулы реагирующих веществ находятся в одинаковыхусловиях. Гетерогенные процессы протекают на границе раздела фаз.
Скоростьюфизико-химического процесса называется изменение количества реагирующихвеществ в единицу времени в единице реакционного пространства. Реакционнымпространством в гомогенной системе служит объем сосуда, в котором происходитвзаимодействие, в гетерогенной – поверхность раздела фаз. Формулы для среднихскоростей этих процессов имеют вид:
Dn Dn
Vгом=±------- ; Vгетер=±------
nDn SDt
где,Dn = n2 – n1, Dt = t2 — t1.
n2 и n1 – количество молей изменяющегося вреакции вещества в моменты времени t2 и t1. n — объем реакционного пространства, S – площадь границы раздела двух сред.
Скоростьфизико-химических процессов величина положительная, поэтому перед дробью ставятзнак ±. Измеряется: моль/л*с, моль/м²*с.
Количество вещества отнесенное к занимаемомуобъему есть мольная концентрация. Т.е. скорость гомогенной реакции естьизменение концентрации одного из реагирующих веществ в еденицу времени:
C2 – C1 DC
Vгом = ±-------= ± -----
t2 — t1 Dt
Скоростьреакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры,давления, присутствия в системе католизаторов и т.д.
Закондействия масс: скорость гомогенной химической реакции при постояннойтемпературе прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующихвеществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравненииреакций./> />
Правило Вант-Гоффа: приувеличении температуры на каждые 10° скорость химическойреакции возрастает в 2-4раза.
гдеVt1 и Vt2– скорости реакции соответственно приконечной t2 и начальной t1 температурах, g — температурный коэффициентскорости (от 2 до 4), показывающий, во сколько раз возрастает скорость реакциис повышением температуры реагирующих веществ на 10°. Одним из наиболеераспространенных способов изменения скорости является катализ. Катализможет быть гомогенным (реагенты и катализатор в одной фазе) и гетерогенным(реагент и катализатор в разных фазах)
Все физико-химические процессыможно разделить на обратимые и необратимые.
Состояние процесса, при которомскорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием.
Для обратимой реакции: aA + bB « cC + dD, в состоянииравновесия выполняется следущее соотношение:
CC * CD PC * PD
KC =--------- или Kp = --------
CA * CB PA * PB
Где CA, CB, CC, CD (PA, PB, PC ,PD) – концентрации (парциальные давления) реагирующихвеществ;a, b, c, d – стехиометрическиекоэффициенты; К – константа равновесия, выраженнаячерез концентрацию или давление. (причем Kp = KC (R T) , где Sn = c+d –a– b)
Направление смещенияхимического равновесия при изменении условий определяется принципом Ле –Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказываетсявоздействие (изменяются концентрация, температура давление), то оноблагоприятствует той из двух противоположных реакций, которая ослабляет этовоздействие.
1. Практическая часть
Цель работы: изучить влияние различныхфакторов на кинетику и равновесие физико-химических процессов.
2.1 Зависимость скорости реакцииот концентрации реагирующих веществ.
2.1.1 Описание хода работы.
Используя мерный цилиндр в5 обозначенных пробирках создаем разные концентрации раствора Б (достигаетсяпутем разбавления раствора Б разным количеством воды (см. данные в таблице 1)). Далее в пропорции 1:1 (по 20 капель) смешиваем раствор А и раствор из 1пробирки. В момент сливания засекаем время начала опыта на секундомере. Вмомент появления синей окраски фиксируем момент завершения опыта. Для каждоговарианта концентрации раствора Б проводим свой опыт и данные заносим в таблицу.
2.1.2 Данные опыта.
Таблица1№ Объем, мл
Относительная концентрация раствора Б
(нормальность) Время t, с
Относительная скорость реакции u=1/t, с-1 Раствор Б Дистиллированная вода 1 10 0,02 6.8 0.15 2 10 5 0,0133 10 0.1 3 10 10 0,01 12 0.083 4 10 15 0,008 16.9 0.059 5 10 20 0,0066 22 0.045
2.1.3 Расчет и анализ экспериментальных данных.
Уравнениереакции:
2KIO3+5Na2SO3+H2SO4=I2+5Na2SO4+K2SO4+H2O
или
2IO3-+5SO32-+2H+=I2+5SO42-+H2O
/>
Рис1.График зависимости скорости протекания реакцииот концентрации реагирующих веществ.
2.1.4.Выводы.
Из графика видно,что скорость является функцией концентрации реагирующих веществ. Это следует изтого, что реагируют те молекулы, которые сталкиваются. Поэтому, чем большеконцентрация (и следовательно вероятность столкновения молекул ) реагентов, темвыше скорость протекания реакции.
2.2 Зависимость скорости реакции от температуры.
2.2.1 Описание хода работы.
В одну пробиркупомещено 20 капель раствора щавелевой кислоты. В другой — 20 капельперманганата калия, 20 капель концентрированной серной кислоты (пробиркаохлаждается под струей холодной воды). Обе пробирки и термометр вставляются вотверстие крышки, которой закрыт химический стакан, наполненный водой (пробиркии термометр не должны касаться дна стакана). После этого стакан ставится наэлектроплитку и вода нагревается до температуры 30*С. Затем содержимое пробиркис перманганатом калия выливается в пробирку со щавелевой кислотой, котораяостается в стакане. Одновременно включается секундомер и выключается только приполном обесцвечивании растворов. Затем опыт повторяется при температурах 40°,50° и 60°С. Данныезаносятся в таблицу.
2.2.2. Данные опыта.
Уравнение реакции:
5H2C2O+ 2KMnO4+3H2SO4=10CO2+2MnSO4+K2SO4+8H2O
или
5H2C2O4+2MnO4-+6H+=10CO2+2Mn2++8H2O.Таблица 2№
Температура t, oC Время от начала реакции до конца
Относительная скорость реакции u=1/t, с-1 1 30 30 0.033 2 40 9 0.111 3 50 7 0.142 4 60 3 0.333
/>
2.2.3 Расчет и анализ экспериментальных данных.
Рис 2. График зависимости скорости протекания реакцииот температуры.
2.2.4 Выводы.
Исходя из анализа полученных данных можно заключить,что скорость физико-химического процесса непосредственно зависит оттемпературы. Повышение температуры влечет за собой возрастания числа активныхмолекул, обладающих избыточной энергией. Избыточная энергия позволяет молекуламдобиться того, чтобы столкновения были эффективными. Эта энергия такженазывается энергией активации.
2.3 Зависимость скорости гетерогенной реакции отвеличины поверхности реагирующих веществ.
2.3.1 Описание хода работы.
Даны 2 пробирке с 10% раствором соляной кислоты. Водну из них помещают мел, в другую – мрамор (в одинаковых количествах).
2.3.2 Данные опыта.
В пробирке с мелом реакция протекает болееинтенсивно. В пробирке с мрамором реакция протекает значительно медленнее.
Уравнение реакции:
CaCO3+2HCl = CaCl2+H20+CO2
2.3.3 Расчет и анализ экспериментальных данных.
Величина поверхности мела значительно больше, чем мрамора. Это связанос особенностями строения этих веществ. Мел имеет более рыхлую структуру чеммрамор.
2.3.4 Выводы.
Величина поверхности вещества влияет на скорость реакции. Чем большеповерхность вещества, тем больше скорость протекания гетерогенной реакции.
2.4 Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние равновесия.
2.4.1 Описание хода работы.
В стакан налито 10 мл 2-х %-го раствора FeCl3 и добавлено 10мл 1 %-го раствора KCNS. Полученный раствор разделен на 4 пробирки. В 1-юдобавляется 3-5 капель концентрированного раствора FeCl3, во вторую– 2-3 капли концентрированного раствора KCNS, в третью помещено немноготвердого KCl. Четвертая пробирка является контрольной. Cравнивается интенсивность окраски полученных растворов. Данные записываются в таблицу.1.4.2.Данныеопыта.
Таблица 3№ Добавленное вещество Изменение интенсивности окраски (усиление, ослабление) Направление смещения равновесия 1
FeCl3 Усиление ® 2 KCNS Усиление ® 3 KCl Ослабление ¬ 4 –– –– «
Уравнение реакции:
/>/>FeCl3+3KCNS Fe(CNS)3+3KCL
2.4.3 Расчет и анализэкспериментальных данных.
В первой пробиркеконцентрация FeCl3 увеличилась, и интенсивность окраски усилилась,это связано с тем, что равновесие сместилось в сторону продукта реакции,усиливающего интенсивность окраски. Во второй пробирке увеличилась концентрацияKCNS и интенсивность окраски усилилась т.к. равновесие сместилось в сторонупродукта реакции, усиливающего интенсивность окраски. В третей пробиркеувеличилась концентрация KCl и интенсивность окраски ослабилась, т.к.равновесие сместилось в сторону реагентов и скорость протекания реакцииуменьшилась.
2.4.4.Выводы.
При увеличенииконцентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону продуктов реакции.При увеличении продуктов реакции равновесие смещается в сторону исходныхвеществ. Это один из случаев действия принципа Ле-Шателье (изменениеконцентрации).
2.5 Влияние температуры на состояние равновесия.
2.5.1 Описание хода работы.
В пробирке находится 4-5мл. раствора крахмала. К нем приливают несколько капель раствора йода допоявления синего окрашивания. Сначала пробирку нагревают в сосуде с горячейводой, а затем охлаждают до комнатной температуры.2.5.2.Данные опыта.
Уравнение реакции (схема):
/>/>иод + крахмал иодокрахмал (DН
При нагревании окраска ослабевает.При охлаждении окраска усиливается.
2.5.3. Выводы.
При повышении температуры равновесие смещается в сторону протеканияэндотермического процесса (DН>0),а понижение температуры вызывает смещениеравновесия в сторону экзотермической реакции (DН
3. Контрольные вопросы.
1. Объясните физический смысл константыскорости. Укажите факторы, влияющие на численное значение константы скорости.
Константа скорости k показывает, скакой скоростью идет химический процесс при концентрациях реагирующих веществравных 1 моль/л. На числовое значение константы скорости влияет температура,природа реагирующих веществ, присутствие катализаторов.
2. Во сколько раз измениться скоростьпрямой и обратной реакций
2SO2(г)+ О2(г) = 2SO3
если объем газовой смеси уменьшить в 3 раза.
u0=k*С2SO2*CO2
u1=k*(3CSO2)2*3CO2=27*k*C2SO2*CO2
u1 /u0=27.
3. Вычислить значение энергии активацииреакции, скорость которой при 300 К в 10 раз больше, чем при 280 К.
Т1=280К uТ2=uТ1*g(Т2-Т1)/10 g=Ц10
Т2=300К lg g = (Ea/2,3R)*((T2-T1)/(T2*T1))
Еа=? Ea=80,3кДж/моль
uТ2=10uТ1
Белорусский государственныйуниверситет информатики и радиоэлектроники.
Кафедра Химии.
Отчет по лабораторной работе №1
“Кинетика физико-химических процессов.
Химическое равновесие.”Проверил преподаватель Выполнил студент 1 курсаСоловей НинаПетровна группы 050506 ФКСиС
Бутылецкий Д.В.
Г. Минск 2000