СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а   СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ  И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Теоретические сведения. Скорость   химической   реакции   измеряется   изменением   концентрации реагирующих веществ в единицу времени (моль/л  с). Зависимость скорости реакции от концентрации и природы реагирующих веществ   выражается   законом   действующих   масс:  скорость   химической реакции   пропорциональна   произведению   молярных   концентраций реагирующих   веществ   в   степени   их   стехиометрических коэффициентов. Например, nA + mB = pC υ = K[A]n ∙ [B]m 2CO + O2 = 2CO2 υ = K[CO]2 ∙ [O2] При вычислении скорости реакции следует учитывать концентрации лишь газообразных и растворенных веществ (без учета твердых). На скорость реакции сильное влияние оказывает изменение температуры. При повышении температуры на каждые 10о скорость реакции увеличивается в 2–4 раза (температурный коэффициент):  . (Правило Вант­Гоффа.) Иногда вещества, образующиеся в результате реакции, могут реагировать между собой с образованием исходных веществ: 3H2 + N2        2NH3 Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называют химическим равновесием: υ1 = υ2. При   химическом   равновесии   отношение   произведения   концентраций получающихся веществ к произведению концентраций веществ, вступающих в реакцию,   есть   величина   постоянная   для   данной   реакции   при   данной температуре. Она называется константой равновесия:  Y 2 t 1  t 2 10  H NH 3   3  2 2  N 2 K р   Химическое   равновесие   сохраняется   лишь   до   тех   пор,   пока   не   будет изменено   какое­либо   из   условий   данного   равновесия –   концентрация участвующих в реакции веществ, температура, давление. Изменение этих условий вызывает смещение равновесия в ту или другую  если   в   системе   с сторону   по   принципу   Ле   Шателье   –   Брауна:установившимся равновесием изменить одно из условий (температуру, давление, концентрацию), то в этой системе из двух процессов (прямого или   обратного)   большую   скорость   будет   иметь   тот   процесс,   который противодействует внешнему воздействию. Выполнение работы. О п ы т   1. В три пронумерованные пробирки налить раствор тиосульфата натрия Na2S2O3:  в первую  – 1 мл, во   вторую  – 2 мл, в  третью  – 3 мл, и добавить к ним дистиллированной воды: в первую – 2 мл, во вторую – 1 мл, в третью не добавлять. Таким образом, условная концентрация в пробирках будет соответственно: 1С, 2С, 2С. В пробирку № 1 добавить 1 каплю раствора серной кислоты – встряхнуть и заметить время до появления «мути»: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S «муть») + Н2О Опыт повторить с пробирками № 2 и № 3, отмечая время до появления «мути». Результаты занести в таблицу: Содержимое пробирок Номер пробир­ ки р­р: мл Na2S2O3 Вода, мл Условная концентр., С р­р Н2SO4, капли Время протекания реакции t (засечь) Условная скорость реакции  υ = 1/t (вычислить) 1 2 3 1 2 3 2 1 – 1С 2С 3С 1 1 1 Построить   график   зависимости   скорости   реакции   от   концентрации реагирующих веществ. Сделать вывод. О п ы т   2. В три пробирки налить по 3 мл раствора тиосульфата натрия. В первую   пробирку   внести   1   каплю   серной   кислоты,   встряхнуть   и   заметить время   до   появления   «мути».   Другую   пробирку   с   тиосульфатом   натрия поместить в водяную баню и поднять температуру на 10о  выше комнатной. Минут   через   пять   внести   в   нее   1   каплю   серной   кислоты,   встряхнуть   и отметить время. Аналогично провести опыт с третьей пробиркой, нагрев ее на водяной бане до температуры на 20о выше комнатной. Результаты наблюдения занести в таблицу: Номер  пробирки Температура проведения опыта, tоС Время течения реакции t Условная скорость реакции  υ = 1/tПостроить   график   зависимости   скорости   реакции   от   температуры. Проанализировать график и сделать вывод о зависимости скорости реакции от температуры. О п ы т    3. В стакане смешать равные объемы растворов FeCℓ3  и KSCN. Содержимое  стакана разлить поровну в 4  пробирки.  В  первую  внести 3–4 капли   насыщенного   раствора   FeCℓ3,   во   вторую   –   2–3   капли   насыщенного раствора   KSCN,   в   третью   –   2–3   микрошпателя   кристаллического   KC .ℓ Содержимое пробирок перемешать: FeCℓ3 + 3KSCN     Fe(SCN)3 + 3KCℓ Отметить   изменение   интенсивности   окраски   растворов   в   пробирках   по сравнению с содержимым четвертой (контрольной) пробирки. На основании принципа Ле Шателье – Брауна объяснить влияние  концентраций веществ на химическое равновесие.