КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Лабораторная работа №5

Опыт 1.Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

Na₂S₂O₃ + H₂S0₄ = Na₂SO₄ + S0₂ + Н₂0 + S

Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделения серы.

Заполните три бюретки: первую — 1 н. раствором H₂SO₄, вторую — 0,05 н. раствором Na₂S₂0₃, третью — водой. Приведите бюретки в рабочее положение. Налейте в три пробирки из бюретки по 5 мл H₂S0₄. В три конические колбы из бюреток налейте: в первую — 5 мл раствора Na₂S₂O₃ и 10 мл воды; во вторую — 10 мл раствора Na₂S₂O₃ и 5 мл воды; в третью — 15 мл раствора Na₂S₂O₃.

Заметив время, в первую колбу прилейте из пробирки 5 мл отмеренного раствора серной кислоты и быстро перемешайте полученную смесь. Отметьте время начала помутнения раствора.

Проделайте то же самое с двумя оставшимися колбами. Результаты опыта внесите в таблицу:

Рассчитайте υ_практ. Для второго и третьего случаев, учитывая, что скорость реакции и время протекания реакции до начала помутнения раствора обратно пропорциональны. Следовательно, = , где υ₁ — скорость реакции в первом случае (υ₁=1); v₂ — скорость реакции во втором (третьем) случае; τ₁ — время протекания реакции до начала помутнения раствора в первом случае, с; τ₂ — время протекания реакции до начала помутнения раствора во втором (третьем) случае, с.

На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости υ_теор.от концентрации Na₂S₂0₃ (в относительных единицах). Масштаб: 2 см на единицу изменения концентрации и скорости. На этом же графике отметьте точками значения υ_пр, полученные при вычислениях.

Cделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации Na₂S₂0₃ при данных условиях.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.

Зависимость скорости реакции от температуры изучают на при­мере реакции

Na₂S₂0₃ + H₂S0₄ = Na₂S0₄ + S0₂ + H₂0 + S

По правилу Вант-Гоффа (при γ = 1,8) υ_{Т =}υ_Т ·γ^{ΔТ/ 10}

получаем, что при повышении температуры на 10° скорость реакции увеличится в 1,8 раза, на 20° — в 3,24 раза, на 30° — в 5,832 раза и т.д.

Приведите бюретки с растворами Н₂SO₄, Na₂S₂0₃ и водой в рабочее положение. В две пробирки из бюретки прилейте по 5 мл H₂S0₄.

В две конические колбы из бюреток прилейте по 5 мл раствора Na₂S₂0₃ и по 10 мл воды.

Одну колбу и пробирку поместите в термостат с температурой на 10⁰ выше комнатной. Через 5—7 мин, когда растворы нагреются до нужной температуры, смешайте их и определите время помутнения раствора, как в опыте 2.

Другую колбу и пробирку поместите в термостат с температурой на 20° выше комнатной. Через 5—7 мин смешайте растворы и определите время начала помутнения.

Результаты опыта запишите в таблицу (экспериментальные данные для комнатной температуры возьмите из опыта 2, колба 1);

Рассчитайте υ_пр Для второго и третьего случаев (методика расчета дана выше).

На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости υ_теор. от температуры. На этом же графике отметьте значения υ_практ.

Рассчитайте значение температурного коэффициента γ практ. исходя из опытных данных.

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.

Опыт 3.Влияние концентрации веществ на химическое равновесие .

В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия хлорида железа (III) с тиоцианатом аммония (или калия). Тиоцианат железа Fe(NCS)₃ придает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(NCS)₃₎ т.е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.

FeCl₃+3 KCSN= Fe(NCS)₃ + 3 KCl

Fe³⁺ + 3 CSN^- = Fe(NCS)₃

В четыре микропробирки внесите по 5—10 капель разбавленных растворов хлорида железа FeCl₃ и тиоцианата аммония NH₄NCS. Легким встряхиванием пробирок размешайте растворы. Поставьте все пробирки в штатив.

В одну из пробирок микрошпателем добавьте несколько кристаллов хлорида железа, в другую — тиоцианата аммония, в третью — хлорида аммония, четвертую пробирку оставьте для сравнения. Результаты сводят в таблицу и объясняют причину изменения цвета растворов.

Напишите уравнение реакции и сделайте вывод о влиянии концентрации веществ на химическое равновесие.

Опыт 4.Влияние рН на положение равновесия в растворах хроматов и бихроматов

в системе

2 K₂CrO₄ +2 HCl=K₂Cr₂O₇+2KCl+H₂O

2 CrO₄ ^2- + 2H⁺ ↔ Cr₂O₇ ^2- +H₂O

хромат-ион дихромат-ион

(желтый) (оранжевый)

равновесие существенно зависит от кислотности среды.

В пробирку налить 10 мл 1н. раствора K₂Cr₂O_{7 ,} отметить цвет раствора. Добавить к раствору по каплям щелочь, отметить изменение окраски. добавить раствор кислоты, отметить изменение окрсаски. в каких средах существует хромат - , в каких – бихромат-ион?

Напишите выражения для контант равновесия опытов с роданидом железа и бихроматом калия.

Опыт 5. Влияние температуры на химическое равновесие.

При взаимодействии иода с крахмалом образуется комплекс сложного состава (иодокрахмал) синего цвета. реакция экзотермическая и равновесие можно условно представить схемой:

иод+крахмал↔{иодокрахмал}+Q(∆H<0)

В две пробирки налить 4-5 мл раствора крахмала и добавить 3-4 капли 0,1н. раствора I₂ (до появления синей окраски). Нагреть одну из пробирок и наблюдать изменение цвета. Затем охладить пробирку водой из-под крана – синее окрашивание появится снова. Сделать вывод о влиянии температуры на смещении химического равновесия.

Поиск по сайту: