Исследование скорости химических реакций и химического равновесия

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра общей и физической химии

ОТЧЕТ

Лабораторная работа

По дисциплине: Химия

Тема: Исследование скорости химических реакций и химического равновесия

Автор: студент группы РФ-16 Веденеев А.О.

Санкт-Петербург 2016

Цель работы: изучить зависимость скорости реакции от концентрации реагентов и температуры, а так же ознакомиться с влиянием концентрации реагентов на химическое равновесие.

Средняя скорость реакции равна изменению молярной концентрации реагента в единицу времени при постоянстве объёма системы. Единицы измерения в СИ: моль/м3?с.

Скорость реакции пропорциональна числу столкновений между молекулами реагентов, которое определяется произведение их концентраций. Если в акте реакции участвуют несколько молекул одного из реагентов, т его концентрацию надо перемножить соответствующее число раз, то есть возвести в степень. Для одностадийной реакции типа

бА+вB> …. (1)

Скорость будет равна

? = k [A]^б _* [B]^в, (2)

где [A] и [B] - молекулярные концентрации реагентов, к - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Константа скорости не зависит от времени протекания реакции и концентрации реагентов, но зависит от природы участников реакции, температуры и присутствия катализаторов. Если реакция протекает в несколько стадий, то значения б и в равны стехиометрическим коэффициентам в уравнении самой медленной стадии реакции, лимитирующей скорость всего процесса. Их называют частными порядками реакции по данным реагентам. Общий порядок реакции равен сумме частных порядков: n = б + в.

Реакция разложения тиосульфата натрия, которую мы будем изучать в данной работе, является процессом первого порядка, n = 1. Следовательно, скорость пропорциональна концентрации тиосульфата в первой степени. Из уравнений (1) и (2) следует:

-dс/аt=kc. (3)

Проинтегрируем это уравнение от исходной концентрации С₀ до концентрации в текущий момент времени C_т. Интегрирование есть математическая операция, обратная дифференцированию. Уравнение (3) может быть получено дифференцированием следующего уравнения:

Inc = IncC₀ - kt (4)

Следовательно, уравнение (4) есть интеграл уравнения (3). Полученное уравнение позволяет рассчитать концентрацию реагента в любой момент времени. Необходимое для расчетов значение константы скорости определяют по экспериментальной зависимости концентрации реагента от времени протекания реакции. Для реакции первого порядка зависимость Inc = f(t) прямолинейная, при этом её угловой коэффициент равен константе скорости.

Скорость реакции резко зависит от температуры. Известно экспериментально правило Вант-Гоффа: «При увеличении температуры на 10 К скорость химической реакции возрастает в 2 - 4 раза»:

г = ?т+10/?т ? 2:4 (5)

где г - температурный коэффициент скорости реакции.

Причина столь значительной температурной зависимости скорости реакции в том, что для перестройки химических связей в молекулах в ходе элементарного акта реакции требуются большие затраты энергии. Расчеты показывают, что лишь одной из 10¹⁰ - 10²⁰ столкновений молекул реагентов заканчивается химическим превращением. В остальных случаях критической энергии частиц оказывается недостаточно для перестройки связей. Минимальное количество кинетической энергии молекул, необходимое для протекания элементарного акта реакции при столкновении, называют энергией активации. Домножив её на число Авогадро, получим молярную энергию активацию Е_а, которую измеряют Дж/моль. Из закона Максвелла и Больцмана следует, что число частиц с высокими энергиями теплого движения, а значит и число активных столкновений, увеличивается экспоненциально с ростом температуры, чем и обусловлено высокие температурные коэффициенты скорости химических реакции.

В 1889 году знаменитый шведский химик Аррениус вывел из опытных данных уравнение, связывающее константу скорости с температурой и энергией активации. Позднее это уравнение получило теоретическое обоснование. Согласно Аррениусу, константа скорости находиться в экспоненциальной зависимости от температуры:

к = к_max * exp(E_a/RT) (6)

где R, - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль*K,

к_{max -} предэкспоненциальный фактор, имеющий смысл максимально возможного значения константы скорости при нулевой энергии активации или бесконечно высокой температуры, когда все столкновения молекул реагентов становятся активными. Уравнение Аррениуса используют чаще в логарифмической форме:

Ink = Ink_max - E_a/RT (7)

Согласно уравнению (7), графическая зависимость Ink = F(T^-1) является прямолинейной. Её строят по опытным данным. Отрезок, осекаемый на оси ординат при экстраполяции прямой, равен Ink_max. Угловой коэффициент равен - E_a/RT. Определив параметры уравнения Аррениуса, можно рассчитать скорость реакции при любой заданной температуры.

Большинство химических реакции являются обратимыми, то есть могут протекать так в прямом, так и в обратном направлениях. Рассмотрим обратимую реакцию:

aA + bB - cC + dD.

Согласно формуле (2), скорости прямой и обратной реакции связаны с концентрациями реагентов следующими уравнениями:

?_пр = K_пр[A]^a*[B]^b и ?_обр = K_обр[C]^c*[D]^d

С течением времени скорость прямой реакции будет уменьшаться в следствии расхода реагентов А и B при понижения их концентрации. Напротив, скорость обратной реакции по мере накопления продуктов С и D будет возрастать. Поэтому через некоторый промежуток времени скорость прямой и обратной реакции сравняются друг с другом. Установится состояние системы, в котором отсутствует потоки вещества и энергии, вызываемые химическим равновесием. Все обратимые процессы протекают не полностью, а лишь до состояния равновесия, в котором из условия ?_пр = ?_обр следует:

температура концентрация скорость натрий

K_пр/ K_обр = [C]^c*[D]^d/[A]^a*[B]^b (8)

Где К - константа химического равновесия, которая зависит от температуры и природы регентов, но не зависит от концентрации последних. Формула (8) есть математическое выражение закона действующих масс, которой позволяет рассчитывать состав равновесной реакционной смеси.

Переход от одного равновесного состояния к другому в результате изменения внешних условий (температуры, давления, добавки одного из реагентов) называют смещением равновесия в сторону обратной реакции.

На практике важно добиться максимально возможного смещения равновесия в сторону прямой реакции (или обратной, если требуется подавить образования вредных веществ). Условия для этого выбирают на основе принципа, сформулированного известным французским металлургом Ле-Шателье: «Равновесие смещается в сторону реакции, ослабляющей оказываемое на систему внешнего воздействия». Например, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением тепла. При добавлении в систему одного из реагентов равновесие смещается в сторону реакции, в которой этот реагент расходуется.

Порядок выполнения работы:

Опыт 1: влияние концентрации тиосульфата натрия на скорость его разложения в кислой среде.

Разложение протекает по уравнению

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + SO₂ + H₂O

В три сухие пробирки внести согласно таблице 1 : в первую - 4 капли 1н. раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды, во вторую - 8 капель 1н. раствора тиосульфата натрия и 4 капли воды, в третью - 12 капель того же раствора тиосульфата натрия. Содержимое первой и второй пробирок перемешать. Если концентрацию тиосульфата в первой пробирке обозначить С₁, то во второй пробирке концентрация будет равна 2С₁, а в третьей - 3С₁.

В первую пробирку добавить одну каплю 1н. раствора серной кислоты и включить секундометр. Определить время от момента добавления кислоты (начала реакции) до появления явной мути за счет образующейся серы. То же проделать с двумя другими пробирками. Результаты опытов записать в таблицу 2.

Таблица 1

Таблица 2

Начертить график зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата и сделать вывод о влиянии концентрации на скорость реакции.

Построить график зависимости логарифма относительно концентрации от времени протекания реакции. По тангенсу угла наклона прямой определить константу скорости реакции.

Рис. 1 Зависимось скорости реакции от концентрации тиосульфата

К = tg A = (1.1-0.4)/60 = 0,012

Рис. 2 График зависимости логарифма относительной концентрации от времени протекания реакции

Вывод: В ходе опыта установили, что скорость реакции находиться в прямой зависимости от концентрации.

Опыт 2: Влияние температуры на скорость реакции разложения тиосульфата натрия в кислой среде.

Опыт проводят в водяном термостате при трех значениях температуры, отличающихся на 10 К.

Налить в одну пробирку 10 капель 1н. раствора тиосульфата натрия, в другую - 10 капель 2н. раствора серной кислоты. Обе пробирки с растворами поместить в термостат, отметить температуру по термометру и термостатировать их в течении 1-2 минут. Затем быстро вылить кислоту в пробирку с раствором тиосульфата, оставив последнюю в термостате. Одновременно включить секундомер и заметить время от сливания растворов до появления в пробирке явной белой мути серы. Повторить опыт ещё дважды, повышая температуру воды в термостате на ~10 К.

По формуле г = ?_т+10/?_т ? 2:4 вычислить температурный коэффициент скорости реакции и сделать вывод о влиянии температуры на скорость химических процессов. Так как концентрация в опытах была одинакова, константы скорости при различных температурах относятся друг к другу обратно пропорционально измеренным промежуткам времени: . Вычислить энергию активации по формуле lnk = lnk_max - E_a/RT, которую можно преобразовать к следующему виду: .

Таблица 3

Е_а=

Е_1-2==36251 Дж

Е_2-3==45483 Дж

Вывод: В ходе опыта установили, что скорость реакции резко зависит от температуры. В ходе вычислений получили, что скорость реакции возросла примерно в 1,3, но это не верно так как по правилу Вант-Гофа она должна быть в пределах от 2 до 4 при повышении на 10⁰. Это может быть вызвано погрешностью в измерении времени.

Опыт 3: влияние концентрации реагентов на равновесие обратимой реакции между хлоридом железа (III) и тиоцианатом аммония.

Налить в химический стаканчик по 5 капель растворов хлорида железа (III) и тиоцианата аммония, перемешать стеклянной палочкой и разлить в 4 пробирки. Первую пробирку оставить как эталон для сравнения; во вторую пробирку прилить несколько капель концентрированного раствора FeCl₃; в третью пробирку добавить несколько капель концентрированного раствора NH₄CNS; в четвертую пробирку на кончике шпателя прибавить кристаллического хлорида аммония и взболтать.

Сопоставить цвета растворов во всех трех пробирках и сделать выводы о направлении смещения равновесия, учитывая, что в реакции

FeCl₃ + 3NH₄CNS - Fe(CNS)₃ + 3NH₄Cl

Цвет раствора определяет интенсовно окрашенный тиоцианат железа. Использовать формулу

K_пр/ K_обр = [C]^c*[D]^d/[A]^a*[B]^b.

Пробирка №1. Эталон

FeCl₃ + 3NH₄CNS - Fe(CNS)₃ + 3NH₄Cl

Цвет: рыжий

Пробирка №2.

+ FeCl₃

Цвет: кирпичный

Вывод: равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

Пробирка №3.

+ NH₄CNS

Цвет: вино-красный

Вывод: равновесие также смещается в сторону образования продуктов реакции.

Пробирка №4.

+ NH₄Cl

Цвет: светло-рыжий

Вывод: равновесие смещается в сторону обратной реакции.

Вывод: опытным путем мы выяснили, что скорость протекания реакции находится в прямой зависимости от концентрации. Существует резкая зависимость от температуры. Известно экспериментально правило Вант-Гоффа: «При увеличении температуры на 10⁰ скорость химической реакции возрастает в 2 - 4 раза». Также мы на практике смогли убедиться в правильности принципа Ле-Шателье “Равновесие смещается в сторону реакции, ослабляющей оказываемое на систему внешнее воздействие”.

Размещено на Allbest.ru