Учебно-методическое пособие по выполнению лабораторных и практических работ для студентов


Тема 7 Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Химическое равновесие



страница7/10
Дата14.08.2018
Размер1.65 Mb.
#44558
ТипУчебно-методическое пособие
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10
Тема 7 Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
Лабораторная работа
Цель: изучить влияние концентрации, температуры и других факторов на скорость хим. реакций, кинетические уравнения, закон действия масс, правило Вант-Гоффа. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия при изменениях концентраций участвующих в реакции веществ. При изучении данной темы студент должен уметь: записывать выражения кинетического уравнения константы равновесия, условия смещения равновесия, принцип Ле-Шателье. Знать: определение скорости химических реакций, закон действия масс, правило Вант-Гоффа, энергию активации. Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах, константа равновесия. Применение законов равновесия к живым организмам.
Методические рекомендации

Химические реакции осуществляются для получения необходимых веществ или энергии за счет их проведения. Рассмотрение реальности протекания химического процесса следует проводить с двух позиций энергетической и кинетической. Сначала необходимо оценить, возможна ли вообще данная реакция в заданных условиях. Анализ энергетических соотношений показывает, что самопроизвольно протекают процессы в сторону наиболее вероятного состояния систем. В частности в результате таких процессов энергия выделяется, и система переходит в состояние с меньшей энергией.

Скорость химической реакции определяется как изменение концентрации веществ в единицу времени и в единице объема
V=
где, V -скорость химической реакции

∆C - изменение концентрации веществ

∆t - время, за которое произошло изменение концентрации

Скорость химической реакции зависит от концентрации, температуры,

давления, катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации выражается законом действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Этот закон выражается кинетическим уравнением.



v = k CA ∙ СB

где, СА и Св - молярные концентрации веществ А и В, a k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2 -4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением



где, VT1 VT2 скорости реакции соответственно при начальной (T1) и конечной (T2) температурах, а γ - температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры на каждые 100.

Сильное изменение скорости реакции с изменением температуры объясняет теория активации.

Скорость реакции часто зависит от присутствия катализатора. Катализатор - это вещество, изменяющее скорость реакции и остающееся после нее химически неизменным,

Химические реакции, протекающие в присутствии катализатора, называются каталитическими. Различают гомогенный (однородный) и гетерогенный (неоднородный) катализ.

Химическое равновесие - это такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости противоположных реакций равны.

При равновесии V1 = V2

Например, I2 + Н2 = 2НI

где, V1 - скорость прямой реакции,

V2 - скорость обратной реакции

k1[I2]∙[HI] = k2[HI]2
где, К - константа химического равновесия

Смешение равновесия в зависимости от изменения концентраций реагирующих веществ, температуры, давления (в случае газовых реакций) определяется принципом Ле- Шателье.

Если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменение С, t0, P), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие.

Увеличение концентрации исходных веществ благоприятствует протеканию прямой реакции и, следовательно, равновесие сместится вправо. Увеличение концентрации продуктов реакции вызовет смещение равновесия влево.

Реакции могут идти с выделением теплоты (экзотермические) или с поглощением (эндотермические). С повышением температуры идет та реакция, которая поглощает эту теплоту - эндотермическая, а с понижением температуры - экзотермическая.

Чтобы определить влияние давления на смещение равновесия, необходимо подсчитать число молекул в левой и правой частях уравнения. Если же в уравнении число молекул в левой части равно числу молекул в правой части, например N2 + О2 = 2NO то изменение давления не вызовет смещения химического равновесия.



Оборудование и реактивы: секундомер, три бюретки, штатив с пробирками. Дистиллированная вода, три стакана на 200-250 мл, термометр. Растворы: тиосульфат натрия, серная кислота, хлорид железа, роданид калия, разбавленные растворы хлорида железа и роданиды калия. Кристаллическая соль: хлорид калия.
Опыт 1 Зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ

в) Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой
Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+H2S2O3

H2S2O3=H2O+SO2+S



Выполнение работы: В первую пробирку налейте с бюретки 8 мл 1М раствора тиосульфата натрия, во вторую – 4 мл раствора и 4 мл воды, в третью – 2 мл тиосульфата натрия и 6 мл воды. Таким образом, при одинаковом общем объеме растворов концентрации тиосульфата натрия в пробирках относятся, как 1:0,5:0,25. Включите секундомер и одновременно в первую из пробирок влейте 2 мл 1М серной кислоты. Отметьте время от момента добавления кислоты до появления в растворе опалесценции. Аналогично проделайте опыт со второй и третьей пробирками. Результаты наблюдений запишите в таблицу:



Объем, мл


Относительная концентрация

Na2S2O3



Время течения реакции

t, c


Условная скорость реакции

V=l/t

Na2 S2O3


H2O




H2SO4





1

2

3




8

4

2



-

4

6



2

2

2



1

0.5


0.25





Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации, откладывая по оси абсцисс концентрацию опыта, по оси ординат – условную скорость реакции.


Опыт 2 Влияние температуры на скорость химической реакции

а) Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой при разных температурах.

Выполнение работы: На 3 пробирках вместимостью по 10 мл сделайте надписи Na2S2O3, на остальных трех – H2SO4. В пробирки надписью Na2S2O3 внесите пипеткой по 5 мл раствора тиосульфата натрия. Долейте дистиллированную воду до метки10 мл. В пробирки с надписью H2SO4 другой пипеткой внесите по 5 мл раствора серной кислоты и также долейте дистиллированную воду до метки10 мл. Одну пробирку с тиосульфатом натрия и одну пробирку серной кислотой вместе оставьте стоять при комнатной температуре. Остальные пробирки, опустив в них термометры, поставьте в большие стаканы вместимостью 200-300мл. попарно и нагрейте: одну пару выше комнатной температуры на 11-12`, другую – 22-23`. Следя за температурой, все время помешивайте растворы палочкой. Слейте растворы попарно в большие пробирки с номерами 1,2,3 и тотчас включите секундомер. Позади пробирок установите черный экран.


№ стакана

Температура опыта, `C

Время течения реакции t, c

Условная скорость реакции V=l/t

1

2

3











Постройте график зависимости скорости реакции от температуры, откладывая по оси абсцисс температуру опыта, по оси ординат – условную скорость реакции.


Опыт 3 Смещение химического равновесия при изменениях концентраций участвующих в реакции веществ

а) Смещение равновесия реакции между хлоридом железа и роданидом калия.

Эта реакция является классическим по наглядности примером обратимой реакции, поскольку образующийся в результате реакции раствор роданида железа окрашен в красный цвет, интенсивность которого зависит от концентрации Fe(SCN)3. Смещение равновесия легко наблюдать по изменению интенсивности окраски раствора. Реакция протекает по уравнению:


FeCl3+3KSCN =Fe(SCN)3+3KCI
Выполнение работы. Смешайте в стакане 10 мл 0,002М раствора хлорида железа (3) и 10 мл 0,006 н.раствора роданида калия. Разлейте по 4 мл полученной смеси в 4 пробирки. Прилейте в 1 пробирку 2-3 капли насыщенного раствора хлорида железа(3),во вторую – 2-3 капли насыщенного раствора роданида калия , в третью всыпьте около 0,5 г хлорида калия. Перемешайте содержимое пробирок стеклянными палочками. Что происходит в этих трех пробирках? Сравните с четвертой пробиркой. Объясните наблюдаемые явления на основании принципа Ле Шателье.
Контрольные вопросы

  1. Что такое скорость химической реакции?

  2. В каких единицах она измеряется?

3 От каких факторов зависит скорость химической реакции?

4 Как формулируется закон действующих масс? Каково его математическое выражение?



  1. Что называется катализатором?

  2. Какие реакции, называются необратимыми и какие обратимыми?

  3. Как зависит скорость химической реакции от температуры?


Индивидуальные задания


  1. Выразите математически скорость следующих реакций, протекающих в гомогенной среде:

а) A+B=AB г) 2NO+O2=2NO2

б) A+2B=AB2 д) N2+3H2=2NH3

в) N2+O2=2NO

2 Во сколько раз увеличится скорость реакций, если увеличить

температуру на 30 градусов, а температурный коэффициент

скорости равен 2.

3 Во сколько раз реакция горения в чистом кислороде протекает

быстрее, чем в воздухе?

4 Напишите выражения констант равновесия для следующих

обратимых реакций:

а) N2+O2 = 2NO в) H2+Cl2 = 2HCl

б) N2+3H2 = 2NH3 г) CO2+H2 = CO+H2O

5 Система 2NO2=N2O4 находится в равновесии. Куда сдвинется

Равновесие при увеличении давления?

6 Как повлияет изменение температуры и давления на системы:

а) N2+3H2=2NH3, H298=-46.36 кДж/моль

б) N2+O2=2NO, H298=+10.97 кДж/моль

7 Как изменятся скорости прямой и обратной реакций в равновесной

системе N2+3H2=2NH3 с увеличением объема газовой смеси в 3

раза?


8 Реакция протекает по уравнению A2+B2=2AB. Определите

константу равновесия, если равновесные концентрации равны:

[A]=0,2 моль/л, [B]=0,3 моль/л.

9 Реакция протекает по уравнению A+B=2C. Константа равновесия

равна 4. Определите равновесные концентрации веществ, если

исходные концентрации равны: [A]=5, [B =4.



  1. Как изменится скорость реакции 2NO+O2=2NO2, если:

а) увеличить концентрацию NO в два раза: б) одновременно

увеличить в 3 раза концентрации NO и O2?



Тесты для самопроверки
1 На скорость какой реакции влияет степень измельчения реагирующих веществ?

А) СаСО3 + 2НСl = СаСl2 + СО2 + Н2О;

В) 2СО + О2 = 2СО2;

С) 2Н22 = 2Н2О;

D) 2SО2 + O2 = 2SO3;

Е)SO32О = Н2SO4.

***********

2 Какая из приведенных систем гомогенная?

А) СаСО3 = СаO + СО2;

В) СО2 + С = 2СO ;

С) 2СО + O2 = 2СO2;

D) С + O2 = СO2;

Е) ZnO + CO = Zn + CO2.

***********

3 Для какой из реакции, схемы которых приведены ниже, повышение давления не повлияет на смещение равновесия?

А) СаСО3 D СаO + СО2;

В) 2H2 + О2 D 2H2 О;

С) N2 + 3Н2D 2NH3;

D) СО+H2 ОD СО2 + H2;

Е) 2NOD N2О4.

*************

4 Какое условие может сместить равновесие приведенной реакции вправо:

СО + Н2О D СО2 + Н2 + Q?

А) увеличение давления;

В) нагревание;

С) понижение давления;

D) уменьшение концентрации СО2;

Е) уменьшение концентрации СО.

***********

5 Какая из приведенных формул является математическим выражением закона действующих масс?

А) VT2/ VT1 = V(T2-T1) / 10;

В) V = 1/C;

С) V = K[A]m[B]n;

D) V = ;

Е) C = 1/V.

************

6 Во сколько раз возрастает скорость химической реакции 2NO + O2 D 2NO2 при увеличении концентрации оксида азота (II) (NO) в два раза?

А) в 2 раза;

В) в 4 раза;

С) в 6 раз;

D) в 8 раз;

Е) в 7 раз.

************

7 Во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 300? Температурный коэффициент реакции g = 3.

А) 3;

В) 9;


С) 27;

D) 81;


Е) 54.

***********

8 Во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 400? Температурный коэффициент реакции g = 3.

А) 3;


В) 9;

С) 27;


D) 81;

Е) 54.


***********

9 Какое условие будет способствовать увеличению выхода аммиака по реакции:

N2+ 3H2D2 NH3 + Q?

А) увеличение давления в системе;

В) повышение температуры;

С) понижение концентрации водорода;

D) понижение давления в системе;

Е) понижение концентрации азота.

***********

10 Увеличение концентрации кислорода в 3 раза в реакции

4Al + 3O2 = 2 Al2O3 приводит к :

А) увеличению скорости реакции в 27 раз;

В) увеличению скорости реакции в 9 раз;

С) уменьшению скорости реакции в 9 раз;

D) уменьшению скорости реакции в 27 раз;

Е) увеличению скорости реакции в 12 раз.

***********

11 Увеличение концентрации оксида азота NO в 4 раза в реакции

2 NO + О2 = 2NO2 приводит к:

А) увеличению скорости реакции в 8 раз;

В) увеличению скорости реакции в 4 раза;

С) увеличению скорости реакции в 16 раз;

D) уменьшению скорости реакции в 16 раз;

Е) уменьшению скорости реакции в 8 раз.

***********

12 Уменьшение концентрации водорода в 2 раза в реакции

N2 + 3Н2 = 2NН3 приводит к:

А) увеличению скорости реакции в 2 раза;

В) уменьшению скорости реакции в 3 раза;

С) уменьшению скорости реакции в 6 раз;

D) уменьшению скорости реакции в 8 раз;

Е) увеличению скорости реакции в 6 раз.

************

13 Стандартные энтальпии образования простых веществ равны, кДж/моль…

А) 10;

В) –50;


С) 0;

D) 152;


Е) 341.

**********

14 Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температуру реакционной смеси повысить от 500 до 800 С?. Температурный коэффициент равен 4.

А) 16; В) 64; С) 8; D) 256; Е) 128.

**********

15 Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температуру реакционной смеси повысить от 500 до 800 С?. Температурный коэффициент равен 2.

А) 16; В) 64; С) 8; D) 256; Е) 128.

*********


Рекомендуемая литература:

Основная:

1 Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия; Учебник для с.-х. ВУЗов.

2 Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия. Учебник для с.-х. ВУЗов глава 3, , стр.14-24 глава 4, стр. 25-32.

Дополнительная:

3 Ахметов Н.С.Общая неорганическая химия; М.: Высшая школа, 1988

4 Платонов Ф.П. Дейкова З.Е. Практикум по неорганической химии. М. : Высш. шк., 1985. Стр.51-68.
Тема 8 Растворы. Способы выражения концентраций растворов
Практическое занятие
Цели: дать понятие о растворах, концентрации растворах и о ее видах. Научить выполнять расчеты концентраций растворов и пересчеты с одной концентрации в другую.

План


  1. Общая характеристика растворов

  2. Растворимость веществ

  3. Способы выражения концентрации растворов

  4. Законы разбавленных растворов. Законы Рауля

  5. Осмос. Осмотическое давление


Методические рекомендации

Изучение этой темы целесообразно разбить на три части. Сначала изучить материал по учебнику: образование растворов, физическая и химическая теория растворов, разбавленные растворы неэлектролитов, растворы электролитов и попробуйте ответить на контрольные вопросы. Затем следует выполнить задачи и упражнения на нахождение концентраций растворов.

В химических расчетах используется в основном три способа выражения концентрации: массовая доля показывает, сколько граммов растворенного вещества находится в 100 г раствора
ω= (2)
где, ω - массовая доля,

m р-в - масса растворенного вещества

m р-ра - масса раствора

Молярная концентрация - показывает, сколько молей растворенного вещества находится в 1 л. (1000 мл.) раствора

CM = ; (3)

где, m - масса растворенного вещества

М- молярная масса растворенного вещества

V - объем раствора

См молярная концентрация



Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) показывает, сколько молей эквивалента растворенного вещества, находится в одном литре (1000 мл.) раствора.
СН = (4)

где, Сн – моль – экв./л

Мэ - молярная масса эквивалента

V -объем раствора

Количество молей v =

Количество моль-эквивалента vэкв= ; (5)

Плотность раствора ρ= (6)
Титр- это количество граммов растворенного вещества, содержащего в 1 мл раствора.

Задачи на пересчет из одной концентрации в другую являются составным этапом большинства задач, включающих свойства растворов.



Пример1 Найдите молярную концентрацию 10% раствора сахарозы С12Н22О11. Плотность раствора равна 1,08 г/мл.

Дано: Решение:

Wc= 10% нам дано 10% С12 Н 22О11 , это значит в 100 г р-ра

ρ = 1.08 г/мл содержится 10г С12Н22О11

См - ?
Находим объем раствора V=

Находим число молей в 10г. С12Н22О11. v=;

М (С12Н22О11) =12+12+22+1 + 11∙16=342 г/моль v =моль

92,59 мл - 0,029 моль

1000мл - х моль

См =

в 1 литре содержится 0,315 моль С12Н22О11

Ответ: См =0,315 моль


Пример 2 Найдите массовую долю 0,25 н раствора НNO3 , если плотность раствора равна 1,03г/мл.
Дано: Решение:

Сн = 0,25н 0,25 н означает, что в 1000мл содержится 0,25 моль-экв

ρ =1,03 г/мл HNO3

ω HNO3 -? Находим эквивалентную массу


М( HNO3) =1+ 14+16-3-63 г/моль

Мэ =

Находим массу 0,25 моль-экв. HNO3 m = 0,25*63=15.75 г Находим массу 1000мл. раствора.
mр.ра= V∙ ρ =1000мл ∙ 1,03 г/моль=1030 г
1030 г р-ра содержится 15,75 г HNO3

100 г р-ра содержится х г HNO3

ω =∙100 = 1.53г или 1,53%

Ответ: W =1,53%


Контрольные вопросы

1 Какие растворы называются истинными?

2 Какие физические и химические силы участвуют в образовании растворов?

3 Какие способы выражения концентрации растворов вам известны?

4 Чем отличается молярная концентрация от молярной концентрации эквивалента?

5 Сформулируйте законы Рауля

6 Что такое осмос и Осмотическое давление? Закон Вант-Гоффа.

7 В чем заключается влияние природы растворенного вещества и его концентрации на понижение температуры замерзания раствора?

8 Объясните причину понижения температуры при смешивании льда с солью.

Рекомендуемая литература

Основная

1 Хомченко Г.П., Цитович И.К Неорганическая химия.- М.: Высшая школа, 1987

2 Князев Д.А. Смарыгин С.Н Неорганическая химия.- М.: Высшая школа, 1990

Дополнительная

3 Ахметов Н.С. Неорганическая химия М., Высшая школа 1990



4 Платонов Ф.П., Дейкова З.Е Практикум по неорганической химии., М., Высшая школа, 1985. Стр.69-85.

Лабораторная работа

Каталог: files -> book
book -> Гельминтоз
book -> Отчеты и обработки подсистемы учета ндс настройка параметров учета Настройка параметров учетной политики для целей ндс
book -> Секреты профессиональной работы с С: Бухгалтерией (редакция 0). Учет расчетов по ндс
book -> Медицинское информационное агентство
book -> Эрик Перл Воссоединение: Исцеляй других, исцеляйся сам
book -> Паисий Святогорец
book -> Учение об элементах (Таттва-видья)
book -> Структура книги Теория бухгалтерского учета расчетов по налогу на прибыль


Поделитесь с Вашими друзьями:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10




База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2022
обратиться к администрации

    Главная страница