Главная страница

ЛР_1 - Скорость химических реакций. ЛР_1 - Скорость химических реакций.DOC. Скорость химических реакций теоретическое введение


Скачать 110.5 Kb.
НазваниеСкорость химических реакций теоретическое введение
АнкорЛР_1 - Скорость химических реакций.DOC
Дата17.03.2018
Размер110.5 Kb.
Формат файлаdoc
Имя файлаЛР_1 - Скорость химических реакций.DOC.doc
ТипЛабораторная работа
#38753
Каталогid6330386

С этим файлом связано 58 файл(ов). Среди них: Лекция № 14_Si,SiO2,H2SiO3,Sn,Pb.doc, 1-Карточки_Кинетика химических реакций.doc, Химия БПП_Вариант 11.doc, Общая химия_Вариант 01.DOC.doc, Лекция № 13_Элементы IV группы_C,CO,CO2,MeCO3.doc, Вопросы к коллоквиуму по общей химии_ГЧ-I.doc, Химия БПП_Вариант 10.doc, Общая химия_Вариант 10.DOC.doc, Окончание Лекции № 15_Алюминий и его соединения...doc, Общая химия_Вариант 14.DOC.doc и ещё 48 файл(а).
Показать все связанные файлы

Лабораторная работа
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Для рассмотрения вопроса о скорости химических реакций необходимо различать:

Гомогенные системы – однородныесистемы, не имеющие границ раздела. Реакции в них протекают во всем объеме. Такие реакции протекают в растворах и в газовых смесях, когда реагенты находятся в одинаковых агрегатных состояниях.

Гетерогенные системы – неоднородные системы, имеющие границу раздела. Реакции в них протекают на поверхности раздела фаз. Такие реакции протекают между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях.

Скорость химической реакции υ изменение концентрации веществ (С) в единицу времени (t) при постоянном реакционном объеме системы (для гомогенных систем).


υ =

ΔС


=

2 – С1)


[υ] = моль/лс

Δt

(t2 – t1)

Для гетерогенных систем скорость реакции определяется как изменение количества вещества в единицу времени на единице поверхности фазы.
Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:

  1. Природа реагентов;

  2. Концентрация реагирующих веществ;

  3. Температура реакционной системы;

  4. Наличие катализатора в системе;

  5. Площадь поверхности твердого вещества (в гетерогенной системе).



Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается Законом действующих масс:

При постоянной температуре скорость химической реакции прямопропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при этих веществах.

Математическое выражение Закона действующих масс:

aA + bB = cC + dD

→ = k[A]a[B]b

где k – константа скорости химической реакции, [A] и [B] – концентрации реагентов А и В.

Если [A] = [B]= 1 моль/л, тогда k = υ.

Таким образом, константа скорости химическое реакцииэто скорость химической реакции при концентрациях реагирующих веществ 1 моль/л.
Пример: 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г)

→ = k[SO2]2[O2]

← = k[SO3]2
Концентрация твердых веществ остается постоянной, поэтому на скорость реакции она не влияет и в выражение Закона действующих масс не записывается:
Пример: CaCO3(тв) + H2O(ж) + CO2(г) = Ca(HCO3)2(водн)

→ = k[H2O][CO2]

← = k[Ca(HCO3)2]

Пример: CaO(тв) + CO2(г) = CaCO3(тв)

→ = k[CO2]

← = k

Зависимость скорости химической реакции от температуры реакционной системы приближенно выражается правилом Вант-Гоффа:

При повышении (понижении) температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций увеличивается (уменьшается) в 2 4 раза.

υ2 = υ1·γ= υ1·γ

где υ1 иυ2– скорости химической реакции при соответствующих температурах T1 и T2;
γ – температурный коэффициент.

Если ΔT = T2T1 = 10, тогда υ2 = υ1·γ

Температурный коэффициент показывает, во сколько раз изменяется скорость химической реакции при изменении температуры на 10 градусов. Для большинства химических реакций γ принимает значение от 2 до 4.

Правило Вант-Гоффа выполняется лишь в очень небольших интервалах температур.
Более точно зависимость скорости реакции от температуры отражает уравнение Аррениуса:

k = Ao·

где kконстанта скорости реакции, с-1

Aoпредэкспоненциальный множитель

Еаэнергия активации, Дж/моль

R – универсальная газовая постоянная. R = 8,31 Дж/моль·К

Т – абсолютная температура, К

Предэкспоненциальный множитель Aoучитывает вероятность правильной ориентации реагирующих частиц в пространстве Рор , а также частоту столкновений Z. С ростом числа и сложности реагирующих молекул Ао уменьшается.

Энергия активации Еа – минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение привело к химическому взаимодействию.

Измеряется Еав Дж/моль и для большинства реакций принимает значения 40-400 кДж/моль.

Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными.

Чем меньше Еа, тем большее число молекул в системе будут обладать такой энергией, и, следовательно, больше столкновений приведет к образованию продуктов реакции. То есть,
чем меньше энергия активации, тем больше скорость реакции.

Чем больше Еа, тем меньше в системе активных молекул и, следовательно, меньше скорость реакции.

Энергию активации можно рассчитать с помощью уравнения Аррениуса, зная значения констант скоростей реакции при разных температурах:


Ea =

RT1T2 ln

T2-T1

Или зная значение температурного коэффициента γ :


Ea =

RT1T2 lnγ

T2-T1

где Ea – энергия активации, Дж/моль ,

R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль·K),

T1 и T2значения абсолютной температуры реакции, K

k1 и k2 – константы скорости реакции при температурах T1 и T2 , с-1

γ – температурный коэффициент

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Цель работы:

Изучить влияние концентрации реагирующих веществ и температуры на скорость химической реакции.

Оборудование и реактивы:

Растворы тиосульфата натрия (0,05н) и серной кислоты (2н), дистиллированная вода;
мерные цилиндры (25 мл) для Na2S2O3, H2SO4 и H2O; 7 пробирок; стакан (250 мл); секундомер, термометр.

  1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ можно рассмотреть на примере реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой при различных концентрациях Na2S2O3

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3

или

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + SO2 + H2O

Скорость реакции измеряется временем от момента сливания растворов до начала легкого помутнения (опалесценции).

Ход работы

Внимание! Все растворы отмерять соответствующими цилиндрами!

Излишки растворов не возвращать в исходные колбы, а сливать в отдельную пробирку во избежание загрязнения реактивов.

Приготовить три раствора тиосульфата натрия разной концентрации:

В первую пробирку отмерить цилиндром 9 мл раствора Na2S2O3.

Во второй пробирке смешать 6 мл раствора Na2S2O3 и 3 мл воды.

В третьей пробирке смешать 3 мл раствора Na2S2O3 и 6 мл воды.

В три другие пробирки налить по 3 мл раствора серной кислоты H2SO4.

В первую пробирку (где относительная концентрация тиосульфата равна 1) прилить кислоту. И сразу же начать отсчет времени по секундомеру от момента сливания растворов до начала помутнения.

Во вторую и третью пробирки аналогично приливать кислоту и отмечать время до начала помутнения растворов.

Примечание. Сразу после проведения опыта необходимо как можно скорее помыть пробирки, т.к. выделяющаяся cера осаждается на стенках пробирок и сильно загрязняет их.

Данные опыта записать в виде таблицы:



п/п

Объем, мл

Относительная концентрация

Na2S2O3

Время помутнения раствора

t, с

Относительная скорость

υотн = , с-1

Na2S2O3

H2O

H2SO4

1.

9

-

3

1

t1=

υ1=

2.

6

3

3

2/3

t2=

υ2=

3.

3

6

3

1/3

t3=

υ3=

Значения относительной скорости округлять до второго знака после запятой.

Запись результатов опыта:

  1. Записать уравнение реакции. Отметить цвет осадка и характерный запах выделяющегося газа.

  2. Заполнить таблицу.

  3. Построить график зависимости скорости химической реакции от концентрации тиосульфата, откладывая на оси абсцисс концентрацию Na2S2O3, а на оси ординат – относительную скорость.

  4. Написать выражение Закона действующих масс для скорости прямой и обратной реакций.

  5. На основании полученного графика сделать вывод о влиянии концентрации реагента на скорость реакции.

  1. Влияние температуры на скорость химической реакции.

Зависимость скорости химической реакции от температуры можно изучить на примере той же реакции взаимодействия тиосульфата натрия и серной кислоты.
Ход работы

В три пробирки налить по 3 мл раствора тиосульфата натрия, а в другие три – по 3 мл раствора серной кислоты.

Сгруппировать пробирки на 3 пары – по одной пробирке с Na2S2O3 и одной пробирке с H2SO4.
Поместить первую пару пробирок и термометр в стакан с холодной водой и через 2 минуты записать в таблицу показания термометра – Т1. Не вынимая пробирку с тиосульфатом из стакана с водой, прилить в нее серную кислоту и начать отсчет времени по секундомеру от момента сливания растворов до начала помутнения. Записать в таблицу время помутнения – t1.

Вторую пару пробирок и термометр поместить в стакан с водой, температура которой на 10 °С больше температуры в предыдущем случае (для этого в стакан добавить горячей воды), т.е. Т2 = Т1 + 10. Через 1-2 минуты проделать опыт так же, как и в первом случае. Записать в таблицу время помутнения – t2.

С третьей парой пробирок поступить аналогично, повысив температуру воды в стакане еще на 10 °С (Т3 = Т2 + 10). Записать в таблицу время помутнения – t3.

Примечание. Сразу после проведения опыта необходимо как можно скорее помыть пробирки, т.к. выделяющаяся сера осаждается на стенках пробирок и сильно загрязняет их.

Данные опыта записать в виде таблицы:



п/п

Объем, мл

Температура

Т, K

Время помутнения раствора

t, с

Относительная скорость

υотн = , с-1

Температурный коэффициент

γ

Энергия активации

Еа, Дж/моль

Na2S2O3

H2SO4

1.

3

3

Т1=

t1=

υ1=

γ1=

Еа1=

2.

3

3

Т2=

t2=

υ2=

γ2=

Еа2=

3.

3

3

Т3=

t3=

υ3=


Запись результатов опыта:

  1. Заполнить таблицу

  2. С помощью правила Вант-Гоффа рассчитать значение γ1 и γ2

  3. Вычислить значение γсред

  4. Определить относительную погрешность вычислений П% :

П% = ·100%

учитывая, что для данной реакции значение γтеор = 2

  1. Вычислить значения энергии активации данной реакции, используя данные таблицы :


    Ea1 =

    RT1T2 lnγ1


    ;


    Ea2 =

    RT2T3 lnγ2




    R = 8,31 Дж/моль·К

    T2-T1

    T3-T2

  2. Вычислить значение Еа (сред)

  3. Построить график зависимости скорости химической реакции от температуры, откладывая на оси абсцисс температуру реакции, а на оси ординат – относительную скорость

  4. На основании полученного графика сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции



перейти в каталог файлов
связь с админом