Лабы 2000-го года, может кому пригодятся (laba1-3)

Посмотреть архив целиком

Отчёт по лабораторной работе.

Скорость химических реакций.




Цель работы ознакомиться с основными закономерностями протекания химических реакций и факторами, влияющими на скорость реакции.

Теория


Скоростью реакции называется число актов химического взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объёма при гомогенных процессах или на единице поверхности при гетерогенных процессах:

N N

V= V V= S

О средней скорости химической реакции судят по изменению молярной концентрации реагирующих веществ за определённый интервал времени :

(C2-C1)

V = ± (2-1)

Где V – средняя скорость химической реакции; С1 – молярная концентрация вещества в момент 1 , С 2 – молярная концентрация вещества в момент 2 . Истинной скоростью химической реакции в данный момент называется первая производная концентрация по времени :

V = ±d


_ исх

V= d

прод

V = + d

В гомогенной системе скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, наличия катализатора, присутствия примесей и природы растворителя.

В гетерогенной системе взаимодействие осуществляется на поверхности раздела реагирующих веществ, поэтому зависит от диффузии вещества к поверхности, а если диффузия не влияет на скорость реакции, то при прочих условиях увеличение поверхности раздела повышается скорость гетерогенной химической реакции.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действующих масс:

Если химическая реакция идёт в соответствии со стехиометрическим уравнением, то скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции записанной в общем виде, т.е.

nA + mB qR + pD m и n –порядок реакции по веществам , (n+m) –общий порядок реакции.

скорость реакции в соответствии с законом действующих масс выразится следующим образом:

V = (dc)/(d) = kпр[A]n *[B]m

Здесь [A] и [B] – молярные концентрации реагирующих веществ в данный момент времени ;

n и m – стехиометрические коэффициенты при реагирующих веществах. Например, для реакции

2NO + O2 2NO2

прямая и обратная скорость

Vпр = kпрC2noCo2 Vобр = kобрC2no2

K – константа скорости реакции и зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора.

Уравнение Аррениуса

k=koe –(eakt)/(RT)

где А – энергия активации

k – константа скорости

T – температура, К

ko константа

R – газовая постоянная.

Правило Вант-Гоффа – при низких температурах можно считать, что

Скорость реакции возрастает при нагревании на 10о в 2 . . . 4 раза.

VT = Vo (T-To)/10 = (VT+10 )/VT

Здесь - температурный коэффициент Вант-Гоффа

Опыт 1

Зависимость скорости реакции от температуры. Налить в один стаканчик 20 мл. 0.5% - ного раствора серной кислоты, а в другой 20 мл. 0.5% -ного раствора .Измерить температуру растворов. Поставить на лист линованной бумаги слить растворы, засечь время до условного окончания процесса. Записать число секунд.

Повторить опыт нагрев реагенты на 10о выше температуры первого опыта (поставив на горячею бадью).

Повторить опыт нагрев реагенты на 20о выше температуры первого опыта (поставив на горячею бадью). Записать результаты в таблицу.


Номер

опыта

Температура растворов

V

H2SO4 мл

VNa2S2O3мл

Время

Условная скорость реакции

1

2

3

16о

26о

36о


20

20

20


20

20

20

50

33

20

0.02

0.0303

0.05

  1. Построить график зависимости скорости от температуры






2) Рассчитать температурный коэффициент Вант-гоффа по данным графика.



По данным таблицы можно рассчитать температурный коэффициент Вант-Гоффа для данных реакций:

;


Вывод: Температурный коэффициент Вант-Гоффа для реакции разложения пероксида водорода равен 3,25.



Опыт 2

Налить в стакан 10 мл. 0.5% раствора H2SO4 . В другой 10 мл. раствора Na2S2O3 и 20 мл. воды. К раствору H2SO4 одновременно прилить воду и раствор соли и засечь время. Повторить опыт с изменением концентрации соли (20 мл. соли и 10 мл. воды) одновременно прилить воду и раствор соли и засечь время.

Повторить опыт с изменением концентрации соли (30 мл. соли и без воды) прилить раствор соли и засечь время. Занести результаты в таблицу.

Номер

опыта

V

H2SO4 мл

VNa2S2O3мл

H2O мл.

Время

Условная скорость реакции

1

2

3

10

10

10


10

20

30


20

10

0


170

70

40


0.0058

0.014

0.025



Опыт 3

Налить в две пробирки (1/4 объема) HCl . Взять два равных куска мрамора, один растереть до порошка. Одновременно в одну пробирку засыпать порошок, а в другую кинуть кусок мрамора пронаблюдать.

В первой реакция прошла гораздо быстрее т.к. там больше площадь взаимодействия.



Катализ и химическое равновесие.

Цель работы – ознакомится с катализаторами, химическим равновесием и факторами влияющими на химическое равновесие.

Катализатор – вещество, изменяющее скорость реакции, но в результате остающееся неизменным. Влияние катализатора очень специфично.

Каталитические процессы: гомогенный (реагенты и катализатор составляют однофазную систему). Гетерогенный (реагенты и катализатор составляют систему из двух фаз).

Химические реакции: необратимые (направление реакции не меняется). Обратимые (протекают одновременно в противоположных направлениях, и может менятся в зависимости от температуры, концентрации, давления).

aA + bB cC + dD

V1 = k1[A]a[B]b

V2 = k2[C]c[D]d

По мере протекания реакции концентрация исходных веществ уменьшается и скорость прямой реакции уменьшается а скорость обратной возрастает, и через некоторое время они будут равны (химическое равновесие) .

k1[A]a[B]b = k2[C]c[D]d


k1/ k2 = K = ([A]a[B]b)/([C]c[D]d)

Kс – константа равновесия

Kp – при газе

Kn - в молях

Kp = Kс(RT)n= Kn Pnобщ


n – сумма стехиометрических коэффициентов.

При изменении одного из условий (t,p,c) то происходит смещение равновесия в сторону той реакции которая противодействует изменению.

Опыт 1

А) разложение H202

H202 H20 + ½ 02

Ускорение катализатором MnO2 .

В пробирку налить 1-2 мл. 3% раствора H202 насыпать MnO2 .

Скорость увеличилась.

Испытать газ тлеющей лучиной .



Б) Налить в пробирку 1/3 объёма серной кислоты , затем ещё 1/3 объёма перманганата калия. Разлить смесь по трём пробиркам поровну. Опустить в каждую по куску цинка . В 1-ю добавить KNO3

, во 2-ю в 2-3 раза больше , сравнить скорость обесцвечивани во всех трех пробирках. (2>1>3)



Опыт 2

Гомогенный катализ .

Ускорение реакции разложения MnO2 катализатором [Cu(NH3)4]2+ .

Исследование влияния его компонентов.

В 1-ю пробирку налить 2 мл. CuSO4 и 0.5 мл. H2O2 .

Во 2-ю мл. Водного раствора амиака и 0.5 мл. H2O2 .

В 3-ю 2 мл. CuSO4 и раствора амиакадо появления тёмно-синего цвета



К нему прелить 2 мл. 3% раствора H2O2 ..

Катализатор не расходуется .

Скорость 3>1>2.

Опыт 3

Сдвиг химического равновесия в гомогенной системе .

FeCl + 3NH4CNS Fe(CNS)4 + 3NH4Cl

Раствор разлить по 4-м пробиркам поровну.

Провести опыты :

Номер

опыта

Добавленное вещество

Изменение цвета

Сдвиг равновесия


1

2

3

NH4CNS

FeCl3

NH4Cl (тв.)


Темнее

Темнее

Светлее



Опыт 4

Влияние температуры на химическое равновесие.

Б) В пробирку налить 2мл. раствора аммиака и добавить 2 кфпли фенолфталеина ; нагреть пробирку. Окрас уменьшился т.к. реакция с изменением цвета идёт с выделением тепла и по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в противоположную сторону.


Случайные файлы

Файл
14627.rtf
15901-1.rtf
153733.rtf
83607.rtf
106809.rtf




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.