Химическая кинетика и химическое равновесие Отметка о

1
Лабораторная работа
Химическая кинетика и химическое равновесие
Выполнил студент группы ___________
__________________________
Фамилия Имя Отчество
Отметка о выполнении ________________
_____________________
Выполнено
Зачтено
Цель работы. Получить представление об использовании закона действующих
масс, уравнения Аррениуса и правила Вант-Гоффа для определения скорости химических
реакций при разных концентрациях и температурах. Приобрести навыки использования
констант равновесия и принципа Ле Шателье для анализа равновесий обратимых реакций.
Задачи работы. Исследовать зависимость скорости взаимодействия тиосульфата
натрия с серной кислотой от концентрации. Исследовать влияние концентрации
реагирующих веществ и продуктов реакции на химическое равновесие в растворе.
Общие положения. В соответствии с законом действующих масс1: скорость
химической реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ.
Для элементарной реакции aA+bB+dD=продукты выражение скорости (закон
действующих масс) записывается в виде:
v = kc Aa cBb cDd ,
(1)
где k – константа скорости; a, b и d – показатели степеней, совпадающие с
соответствующими стехиометрическими коэффициентами2.
Большинство химических реакций являются сложными и протекают в несколько
стадий3. Стехиометрические уравнения этих реакций выражают суммарный результат
превращений, а не отдельный акт взаимодействующих частиц. Скорость таких реакций
определяется скоростью самой медленной (лимитирующей) стадии. Так, исследуемая в
опыте 1 реакция, описываемая общим уравнением:
Na2 S 2O3 + H 2 SO4 = Na2 SO4 + SO2 ↑ +S ↓ + H 2O ,
(2)
протекает в три стадии:
I. Na2 S 2O3 + H 2 SO4 = H 2 S2O3 + Na2 SO4 ,
II. H 2 S2O3 = H 2 SO3 + S ↓
и
III. H 2 SO3 = SO2 ↑ + H 2O .
Реакции I и III стадий протекают практически мгновенно, а лимитирующая стадия II –
медленно. Таким образом, скорость реакции (2) полностью определяется скоростью
стадии II, которая соответствует разложению промежуточного продукта H 2 S2O3 и
образованию мелкокристаллического (коллоидного) осадка серы.
Устойчивым состоянием обратимых реакций является химическое равновесие:
состояние, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
1
Сформулирован в 1867 г. норвежскими учеными Гульдбергом и Ваге.
Сумма (a+b+d), называемая порядком реакции, не должна превышать трех, так как в элементарной
реакции не могут участвовать одновременно более трех частиц.
3
Для сложных реакций, протекающих в несколько стадий, показатели степеней могут быть меньше
стехиометрических коэффициентов.
2
2
О степени протекания обратимых процессов можно судить, пользуясь законом
действующих масс4: частное от деления произведения равновесных концентраций
продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ с
учетом их стехиометрических коэффициентов является величиной постоянной. Эту
величину называют константой равновесия Кр.
Рассмотрим обратимую реакцию взаимодействия веществ А и В с образованием
продуктов D и Е:
aA + bB R dD + eE ,
где а, b, d и е – стехиометрические коэффициенты.
Константа равновесия показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше
или меньше скорости обратной реакции5:
d
К
р
=
[D ] ⋅ [Е ] е
[ А ] а ⋅ [В ] b
.
(3)
Под смещением химического равновесия понимают установление нового
состояния
системы
при
иных
равновесных
концентрациях
веществ,
удовлетворяющих выражению (3). Направление смещения равновесия оценивают,
пользуясь принципом Ле Шателье: при изменении хотя бы одного из внешних
условий (концентрация, температура, давление), равновесие смещается в
направлении реакции, препятствующей вносимому изменению.
Опыт 1. Влияния концентрации вещества на скорость реакции
С помощью мерных цилиндров в четыре химических стакана влейте
соответствующие табл. 1 объемы 0,1М раствора тиосульфата натрия и
дистиллированной воды. В пробирку налейте 5 мл 0,1М раствора серной кислоты.
Включив секундомер, быстро влейте содержимое пробирки в первый стакан.
При появлении в стакане слабой опалесценции, постепенно усиливающейся до
интенсивной мути за счет выделяющегося осадка коллоидной серы, выключите
секундомер и занесите его показания в табл. 1.
Аналогично проведите опыты со вторым, третьим и четвёртым стаканами,
отмечая каждый раз в табл. 1 продолжительность протекания реакции.
Рассчитайте значение величины υ, которая характеризует скорость реакции
между тиосульфатом натрия и серной кислотой. Для удобства построения графика,
значения υ увеличены в 100 раз (последняя колонка таблицы).
Используя данные последнего столбца таблицы и выбрав соответствующие
масштабы по осям абсцисс и ординат, постройте кинетическую зависимость в
координатах «скорость реакции – относительная концентрация Na2S2O3».
В выводе для реакции (2) укажите характер зависимости скорости от
концентрации тиосульфата натрия и запишите соответствующее выражение закона
действующих масс6.
4
Еще одна формулировка закона действующих масс, данная К. Гульдбергом и П. Ваге (1864 г.).
Кр зависит от температуры и химической природы реагирующих веществ.
6
Следует учесть, что стадия 1 протекает очень быстро, и концентрация тиосульфата натрия практически
совпадает с концентрацией тиосерной кислоты.
5
3
Номер
стакана
Таблица 1
Зависимость скорости реакции (2) от концентрации тиосульфата натрия
1
2
3
4
Объём раствора в
стакане 16 мл,
в том числе, объёмы
компонентов, мл
Na2S2O3
Вода
4
8
12
16
12
8
4
—
Объем
Н2SO4 в
пробирке,
мл
Продолжительность
процесса τ,
с
Величина υ
пропорциональная
скорости реакции,
υ =1/τ, с-1
100·υ,
с-1
5
5
5
5
Рис. Зависимость величины υ, пропорциональной скорости реакции (2),
от относительной концентрации Na2S2O3
Вывод:
υ=
4
Опыт 2. Cмещения химического равновесия при изменении концентрации
исходных и образующихся веществ
В химический стакан емкостью 50 мл налейте примерно 10 мл
высококонцентрированного раствора хлорида железа(III). К содержимому стакана
прибавьте 1–2 капли концентрированного раствора тиоцианата (роданида) аммония.
Интенсивная красная окраска раствора связана с образованием тиоцианата
железа(III); запишите молекулярное уравнение обратимой реакции между FeCl3 и
NH 4 SCN :
Полученный раствор разбавьте дистиллированной водой до интенсивного
розового цвета и поровну разлейте по четырем пробиркам.
Оставьте первую пробирку с раствором для сравнения, во вторую добавьте
несколько капель концентрированного раствора или несколько кристаллов хлорида
железа(III), в третью — несколько капель концентрированного раствора или
несколько кристаллов тиоцианата аммония, а в четвертую — один микрошпатель
кристаллического хлорида аммония.
Сравните окраску растворов в пробирках № 2, № 3 и № 4 с окраской исходного
раствора в пробирке № 1. Результаты опыта занесите в табл. 2. Усиление окраски,
свидетельствует о смещении равновесия вправо, а ослабление — на уменьшение
концентрации Fe(SCN)3.
Таблица 2
Смещение равновесия реакции образования тиоцианата (роданида) железа(III)
№
Состав
1
2
3
4
Исходный раствор
Добавлен FeCl3
Добавлен NH4SCN
Добавлен NH4Cl
Окраска
Характер изменения
окраски
Направление смещения
равновесия
В выводе укажите направление смещения равновесия при изменении
концентрации исходных реагентов и продуктов реакции. Запишите выражение (3)
для исследуемой системы, подставив формулы участвующих в химическом
равновесии соединений, и укажите вещества, которые определяют скорости прямой
и обратной реакций.
Вывод:
Кр =
5
Опыт 3. Смещение химического равновесия слабого электролита при
увеличении концентрации одного из ионов
В две пробирки налейте по 2—3 мл раствора уксусной кислоты. В каждую
пробирку добавьте по 2—3 капли метилоранжа или другого индикатора
кислотности среды.
Добавьте в одну из пробирок немного кристаллического ацетата натрия
CH3COONa и перемешайте ее содержимое. Отметьте изменение окраски раствора:
Запишите уравнение электролитической диссоциации сильного электролита —
ацетата натрия:
Запишите уравнение электролитической диссоциации слабой уксусной кислоты
и выражение для константы равновесия (константы диссоциации):
В выводе укажите, почему изменилась окраска и в какую сторону смещается
ионное равновесие при увеличении концентрации ацетат-иона.
Вывод:
Опыт 4. Смещение химического равновесия слабого электролита при
изменении кислотности раствора
В две пробирки налейте по 2—3 мл растворов дихромата калия и хромата
натрия. Отметьте окраску растворов:
K 2Cr2O7 —
Na2CrO4 —
При равновесии в растворах CrO42− и Cr2O72− присутствуют одновременно:
Cr2O72− + 2OH − R 2CrO42− + H 2O ;
2CrO42− + 2 H + R Cr2O72− + 2 H 2O .
6
В первую пробирку добавьте разбавленную щелочь, а во вторую —
разбавленный раствор серной кислоты.
По изменению окраски растворов сделайте вывод о том, какие соли хрома(VI)
образуются в каждой пробирке:
Запишите уравнения соответствующих реакций в молекулярной форме.
В выводе укажите, как происходит смещение равновесий в растворах.
Вывод: