|
Читайте также: |
Лабораторная работа №1.
Кинетика химических реакций
Опыт №1. Изучение зависимости скорости гомогенной реакции от
концентрации реагирующих веществ.
Эту зависимость можно изучить на классическом примере гомогенной реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой, протекающей по уравнению
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + SO2 + H2O.
Сера образует с водой коллоидный раствор. Время реакции засекают по секундомеру от момента сливания реагентов до появления едва заметного помутнения. Определив время, можно вычислить относительную скорость реакции v = 1/t.
Ход работы:
приготовить три сухие чистые пробирки, пронумеровать их. В первую пробирку внести 4 капли раствора тиосульфата натрия и восемь капель воды, во вторую - 8 капель тиосульфата натрия и 4 капли воды, в третью - 12 капель тиосульфата натрия без добавления воды. Пробирки встряхнуть. Получим три раствора тиосульфата натрия разной концентрации. Если условно обозначить молярную концентрацию тиосульфата натрия в первой пробирке через «с», то во второй пробирке она будет, соответственно, 2с моль/л, в третьей-3с моль/л;
в первую пробирку внести одну каплю серной кислоты. Одновременно включить секундомер; встряхивая пробирку, держа ее на уровне глаз, следить за появлением мути. При появлении малейших ее признаков - остановить секундомер, отметить время реакции и записать его в таблицу. Пробирку сразу тщательно вымыть;
проделать аналогичные опыты во второй и третьей пробирках.
Результаты занести в таблицу.
По полученным данным построить график зависимости v = f(c), откладывая по оси абсцисс - концентрацию, а по оси ординат - скорость.
Сделать вывод о характере зависимости скорости данной реакции от концентрации тиосульфата натрия.
Таблица 3
Экспериментальные данные для определения зависимости скорости реакции от концентрации
| Номер пробирки | Кол-во капель Na2S2O3 | Кол-во капель воды | Кол-во капель H2SO4 | Конц-я Na2S2O3, моль/л | Время реакции, t, с | Относительная скорость v=1/t, с-1 |
| 1С | ||||||
| 2С | ||||||
| _ | 3С |
Опыт№2. Изучение зависимости скорости гомогенной реакции
от температуры.
Для эксперимента можно использовать ту же реакцию, что и в опыте №1:
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + H2O.
Ход работы:
приготовить три чистые сухие пробирки, пронумеровать их; в каждую внести по 12 капель раствора тиосульфата натрия;
пробирку 1 поместить в стакан с водой и через 1-2 минуты отметить температуру. Затем внести в нее 1 каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер и остановить его при появлении слабой, едва заметной мути. Результат записать в таблицу;
повысить температуру воды в стакане на 100С (нагреванием на плитке, либо смешиванием с горячей водой). Поместить в стакан пробирку 2, выдержать несколько минут до достижения нужной температуры и добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включив секундомер. Встряхивать пробирку до появления мути (результат внести в таблицу);
аналогично провести опыт в третьей пробирке, повысив температуру в стакане еще на 100С.
Таблица 4
Экспериментальные данные для расчета температурного коэффициента реакции
| Номер пробирки | Температу-ра, t, ОС | Время реакции, t,с | Относительная скорость, v, с-1 | Температурный коэффициент, g |
По полученным данным построить график зависимости v = f(t), откладывая по оси абсцисс температуру, а по оси ординат - скорость.
По уравнению Вант-Гоффа g = vt/v0 рассчитать температурный коэффициент реакции.
Сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции.
Опыт №3. Изучение скорости гетерогенной реакции от степени измельчения
(площади соприкосновения) веществ.
Ход работы:
в две пробирки поместить одинаковые количества мела (или мрамора). В одной пробирке мел должен быть в виде мрамора, в другой - в виде порошка;
прилить в пробирки по небольшому равному количеству 5% соляной кислоты. Заметить время, которое потребовалось для полного растворения мела.
В какой пробирке реакция идет быстрее и почему?
Составить уравнение реакции взаимодействия мела с соляной кислотой.
Сделайте вывод о роли степени измельчения твердых веществ в гетерогенных реакциях.
Лабораторная работа №2.
Катализ
Опыт №1. Изучение влияния диоксида марганца на скорость разложения
пероксида водорода.
Реакция разложения пероксида водорода выражается уравнением
H2O2 ® H2O + 0,5O2.
Ход работы:
налить в пробирку 3-4 мл 2% раствора перекиси водорода. Опустить тлеющую лучину, не касаясь раствора. Отметить, вспыхивает ли лучина;
бросить в пробирку небольшую щепотку MnO2 и вновь внести в нее лучину. Вспыхивает ли она?
объяснить наблюдаемые явления. Сделать вывод о роли диоксида марганца в этой реакции.
Опыт №2. Влияние катализатора на энергию активации гомогенной
реакции.
В результате работы необходимо определить, как влияют на энергию активации реакции окисления йодистого калия персульфатом калия или натрия небольшие добавки сульфата железа или меди.
Ход работы:
в три пробирки на половину объема налить 0,1н йодистый калий, в три другие - персульфат и поместить их попарно в три термостата с разной температурой;
в шесть пробирок отмерить по 1 мл тиосульфата натрия, по нескольку капель крахмала и раствора сульфата железа или меди и поместить их в термостаты (по две на каждую температуру);
приготовление реакционных смесей начинать с меньшей температуры. В пробирки с тиосульфатом натрия добавить по 2 мл персульфата и 2 мл йодистого калия. В момент добавления йодистого калия отметить время начала реакции;
приготовить реакционные смеси в термостатах с более высокими температурами. В момент появления синей окраски еще раз отметить время. Разность двух отсечек времени дает Dt, за которое концентрация реагирующих веществ изменится на одну и ту же величину.
Усреднить время Dt, для каждой зависимости lg(1/Dt) от 1/Т, из которой по формуле DЕ=4,575 tga рассчитать энергию активации реакции в присутствии катализатора. Полученные данные сравнить со значением энергии активации в отсутствии катализатора (воспользоваться справочными данными или определить экспериментально).
Опыт №3. Автокатализ.
Ход работы:
в пробирку с азотной кислотой поместить немного медных стружек и наблюдать их растворение. Заметить, что при появлении диоксида азота интенсивность растворения меди резко возрастает. Зафиксировать период индукции и продолжительность процесса растворения меди.
Составить уравнение реакции.
Сформулировать вывод о влиянии диоксида азота (продукта реакции) на скорость ее дальнейшего протекания.
Лабораторная работа №3.
Изучение кинетики каталитического разложения пероксида водорода
Пероксид водорода в водных растворах медленно разлагается. Реакция может быть выражена двумя стадиями:
H2O2 ® H2O + O
2O ® O2;
процесс практически необратим.
Скорость реакции определяется первой стадией, как более медленной:
v = k[H2O2].
В этом уравнении концентрация перекиси водорода находится в первой степени, следовательно, это реакция первого порядка. В обычных условиях скорость разложения перекиси водорода невелика. В присутствии катализаторов процесс значительно ускоряется и может идти со взрывом. Существует множество катализаторов этой реакции, как в водных растворах, так и в твердом состоянии. В водных растворах процесс катализируется многими ионами, например, Fe2+, Fe3+, Cr2O72-, MoO42-, I-, диоксидом марганца и др.
Одним из наиболее распространенных методов изучения кинетики разложения перекиси водорода является газометрический метод (рис.22).
Ход работы:
1) заданные количества 7,5%-го раствора перекиси водорода, 10% раствора FeCl3 и дистиллированной воды выдерживаем в течение 10 минут при определенной температуре (от 20 до 400С) в водяной бане. Объем воды берется с таким расчетом, чтобы объем реакционной смеси в серии опытов был постоянным. Вода и перекись водорода будут находится в термостатируемом сосуде;
2) проверяем герметичность системы;
3) открываем кран (5) на такой высоте, чтобы уровень воды поднялся до нулевой отметки. Заливаем в реакционный сосуд необходимые количества на-
Рис.22. Схема лабораторной установки для изучения кинетики разложения
пероксида водорода. 1-реакционный сосуд; 2-водяной термостат; 3-термометр;
4-соединительные шланги; 5-двухходовой кран; 6-измерительная газовая бю-
7-уравнительный сосуд; секундомер.
гретых до рабочей температуры дистиллированной воды, затем перекиси водорода, и, в последнюю очередь, раствора хлорного железа. Растворы перемешиваем, затем быстро и плотно соединяем реакционный сосуд с бюреткой (6), закрываем кран (5), включаем секундомер и замеряем объем выделившегося кислорода;
4) в первые 5-7 минут производим замеры через 1 минуту, при этом уравнительный сосуд непрерывно опускаем, чтобы уровни воды в бюретке (6) и сосуде (7) были одинаковыми. В последующее время замеры производим каждые три минуты, предварительно устанавливая одинаковые уровни воды в бюретке и сосуде;
5) через 20-25 минут, когда выделение кислорода заметно замедляется, заменяем водяной термостат (2) на стакан с горячей водой (с температурой не ниже 700 С) и выдерживаем реактор при этой температуре в течение двадцати минут. Затем реактор вновь помещаем в термостат с заданной температурой воды и через десять минут замеряем предельный объем выделившегося кислорода.
Выполняем опыты, показывающие зависимость скорости реакции от концентрации катализатора (опыт №1) и температуры (опыт №2).
Опыт №1.Зависимость скорости реакции от концентрации катализатора.
При одном и том же количестве перекиси водорода создаем 4 - 5 различных концентраций катализатора, выдерживая постоянство объема реакционной смеси. По результатам эксперимента вычисляем средние значения константы скорости и формулируем соответствующие выводы.
Рекомендуемая температура - комнатная.
Примерные количества реагентов для выполнения эксперимента:
объем 7,5% раствора перекиси водорода-2 мл; объем 10%-го раствора катализатора (FeCl3)-1 мл, 2 мл, 3 мл; объем воды, соответственно, 17 мл, 16 мл, 15 мл; объем реакционной смеси - 20 мл.
Опыт №2. Зависимость скорости реакции от температуры.
По результатам эксперимента необходимо определить энергию активации реакции (Еа) и температурный коэффициент скорости реакции (g).
Рекомендуемые рабочие температуры - 20, 25, 35, 400С; объем реакционной смеси - 20мл (2мл 7,5% раствора H2O2, 1мл 10% раствора FeCl3 и 17мл воды).
По результатам опытов строим график в координатах lgk-1/Т и вычисляем энергию активации реакции (по справочным данным без катализатора она составляет 71-75 кДж/моль).
Обработка результатов эксперимента:
1) результаты экспериментов записываем в таблицу по следующей форме:
условия опыта: V(H2O2) = мл; V(H2O) = мл;
V(FeCl3)= мл; t = 0C.
Таблица 5
Экспериментальные данные по изучению зависимости
скорости реакции от температуры
| Номер измерения, n | Время от начала реакции, t, мин. | Vt,см3 | V¥, см3 | Объем непрореаг. H2O2, V¥-Vt,см3 | lg(V¥-Vt) | Константа скорости реакции, k, мин-1 |
Максимальный объем кислорода, выделившийся при полном разложении перекиси обозначим V¥, а объем кислорода, выделившийся на данный момент времени - Vt.
2) строим график зависимости V¥-Vt, от времени (t) и по времени полупревращения убеждаемся, что исследуемая реакция действительно является реакцией первого порядка
Рис.23. Определение порядка реакции по периоду полупревращения.
Для этого по графику определяем значения двух смежных периодов полупревращения (t¢1/2 и t¢¢1/2). Для реакции первого порядка их отношение должно равняться единице.
Убедиться в протекании реакции по первому порядку можно и по другому. Для этого необходимо построить график зависимости lg(V¥-Vt) от t:
Рис.24. Графическое определение порядка реакции
(для реакций первого порядка).
Если все точки ложатся на одну прямую, значит это реакция первого порядка.
3) для различных моментов времени от начала реакции t определяем значения констант скоростей реакции, пользуясь кинетическим уравнением реакции первого порядка:
k = (1/t) lg(a/(a-х))
Величина «а»-начальное количество (моль) или концентрация перекиси водорода, а разность (a-х) - количество (моль) или концентрация пероксида водорода, оставшегося на момент времени t. Величина V¥ - предельный объем выделившегося кислорода, т.е. объем кислорода, соответствующий начальному количеству перекиси водорода, а разность (V¥-Vt) - объем кислорода, который выделится при разложении количества H2O2, оставшегося в системе к моменту времени t. Поэтому величина «а» в кинетическом уравнении реакции первого порядка может быть заменена пропорциональной ей величиной V¥, а вместо (a-х) можно использовать (V¥-Vt):
k = (1/t) lg(V¥/(V¥-Vt)).
4) при каждой температуре рассчитываем среднее значение константы скорости kср = Skn, строим зависимость lgkср = f(1/T) и графически определяем энергию активации реакции.
Рис.25. Графический расчет энергии активации
Если константы скорости определены только для двух температур, то энергию активации (ккал/моль) вычисляем по формуле:
Еа = 4,575 lg(k2/k1)T1T2/(T2-T1)
5) определяем температурный коэффициент скорости реакции g из выражения эмпирического закона Вант-Гоффа:
kt2/kt1 = g(t2-t1)/10,
откуда
lgg = lg(kt2/kt1)/((t2-t1)/10).
6) определяем отношение констант скоростей реакции, проведенной в присутствии различных количеств катализатора и отношение объемов раствора хлорного железа, использованных в этих опытах:
kv2,FeCl3/kv1,FeCl3 и V2,FeCl3 /V1,FeCl3.
Эти значения должны совпадать:
kv2,FeCl3/kv1,FeCl3 = V2,FeCl3 /V1,FeCl3,
т.е. скорость гомогенной каталитической реакции разложения пероксида водорода прямо пропорциональна концентрации катализатора
Лабораторная работа №4.
Состояние химического равновесия
Опыт №1. Определение константы равновесия и теплового
эффекта реакции.
Изучаем равновесную реакцию
2FeCl3 + 2KI «2FeCl2 + I2 + 2KCl,
которая в ионном виде будет выглядеть следующим образом:
2Fe3+ + 2I- «2Fe2+ + I2.
Запишем выражение константы равновесия:
Кр = ([Fe2+]2[I2])/([Fe3+]2[I1-]2)
Ход работы:
1) взять четыре сухие колбы емкостью по 100 мл, пронумеровать. Налить в них следующие объемы 0,03 М раствора FeCl3 и 0,03 М раствора KI с известными титрами, как указано в таблице 6 и поместить колбы на 30 минут в водяной термостат, имеющий температуру 250С;
Таблица 6
Рекомендуемые объемы растворов реагентов
| Раствор | Колба 1 | Колба 2 | Колба 3 | Колба 4 |
| FeCl3 | - | - | ||
| KI | - | - |
2) приготовить восемь конических колб для титрования объемом по 100мл; в каждую налить по 35-50 мл дистиллированной воды и поставить их для охлаждения на лед. Слить вместе содержимое колб 1 и 2, а через 10 минут после этого - содержимое колб 3 и 4. Отметить момент сливания по часам. Колбы плотно закрыть пробками и установить в термостат;
3) через 25 минут после смешения, из каждой колбы, не вынимая их из термостата, отобрать пипеткой по 15 мл раствора и слить в охлажденную колбу (охлаждение - для прекращения реакции) для титрования. Временем отбора пробы считать момент сливания раствора из пипетки в колбу для титрования (отмечать с точностью до одной минуты);
4) сразу после отбора пробы выделившийся йод титруют 0,015 М раствором тиосульфата натрия (Na2S2O3) с известным титром. Тиосульфат прибавлять до появления бледно-желтой окраски;
5) добавить несколько капель раствора крахмала и титровать раствором тиосульфата до исчезновения синей окраски (светло-синяя окраска, появляющаяся через некоторое время после титрования, не учитывается). При титровании происходит следующая реакция:
I2 + 2Na2S2O3 ® Na2S4O6 + 2NaI
6) через 30 минут после отбора пробы из каждой колбы взять по 15 мл раствора и титровать тиосульфатом. Через 40 минут отобрать третью пробу и т. д. Один и тот же объем тиосульфата, пошедший на титрование йода в двух последовательно взятых пробах из каждой колбы, указывает на достижение равновесия реакции.
Расчет проводим следующим образом:
а) концентрация йода в состоянии равновесия составит
C(I2) = C(Na2S2O3) 0,5 (V1/V2),
где C(Na2S2O3) - молярная концентрация раствора тиосульфата; V1 - объем его раствора, израсходованный на титрование йода в момент равновесия, мл;
V2 - объем взятой пробы, мл;
б) концентрация ионов Fe2+ будет рана удвоенной концентрации йода, так как по уравнению реакции образуется одна молекула йода и два иона Fe2+: C(Fe2+) = 2C(I2);
в) концентрация ионов Fe3+ равна разности их начальной концентрации и равновесной концентрации ионов Fe2+, т.к. из уравнения реакции следует, что прирост концентрации Fe2+ равен убыли концентрации ионов Fe3+:
C(Fe3+) = C(FeCl3) - C(Fe2+) или C(Fe3+) = C(FeCl3) - 2C(I2).
Концентрация треххлористого железа вычисляется из молярной концентрации исходного раствора и степени его разбавления при смешении раствора:
C(FeCl3) = C0(FeCl3) а/(а+в),
где C0(FeCl3) - начальная концентрация раствора треххлористого железа;
а и в - соответственно, объемы растворов FeCl3 и KI, взятых для проведения реакции;
г) концентрация ионов I- вычисляется аналогично расчету концентрации раствора треххлористого железа:
C(I-) = C(KI) - 2C(I2), C(KI) = C0(KI) в/(а+в),
где C0(KI)-молярность исходного раствора.
В такой же последовательности проводим опыт при другой температуре (например, при 400С). Расчет значения Кр проводим отдельно для двух растворов при двух температурах.
Экспериментальные и расчетные данные сводим в таблицы:
Таблица 7
Экспериментальные данные последовательных титрований
проб реакционной смеси
| Номер пробы | Время отбора пробы | Колба 1 Объем тиосульфата, израсходованный на титрование, мл | Время отбора пробы | Колба 2 Объем тисульфата, израсходованный на титрование, мл |
Таблица 8
Расчетные данные для вычисления константы равновесия
| Колба 1 | Колба 2
| Реагенты | FeCl3 | KI | Fe3+ | Fe2+ | I2 | I-1 | FeCl3 | KI | Fe3+ | Fe2+ | I2 | I-1 |
| Начальная концентрация при времени t1 | ||||||||||||
| Равновесная концентрация при времени t2 |
Опыт №2. Влияние изменения концентрации на состояние химического
равновесия.
Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие хлорида трехвалентного железа с роданидом калия:
FeCl3 + 3KSCN «Fe(SCN)3 + 3KCl
Образующийся роданид железа окрашивает раствор в красный цвет, интенсивность которого зависит от его концентрации. По изменению окраски раствора можно судить о смещении равновесия в ту или иную сторону.
Ход работы:
1) в мерный стаканчик или цилиндр налить 20-25 мл дистиллированной воды и добавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа и одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Реакция проходит практически мгновенно. Полученный окрашенный раствор разлить в четыре пробирки поровну. Одну из пробирок оставить в качестве контрольной. В трех других будем смещать равновесие путем изменения концентраций веществ реакционной системы;
2) в одну из трех пробирок вносим одну каплю насыщенного раствора хлорида железа. Что наблюдается? Отметить изменение окраски раствора, сравнивая с контрольной пробиркой;
3) во вторую пробирку добавляем одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Что наблюдается? Заметить, что цвет раствора в этой пробирке более насыщенный, чем в предыдущей. Чем объяснить, что изменение концентрации роданида калия вызывает более эффективное смещение равновесия, чем изменение концентрации хлорида железа?
4) в третью пробирку добавить кристаллический хлорид калия и несколько раз встряхнуть. Отметить изменение окраски раствора в этом случае.
Записать уравнение константы равновесия.
Сделать выводы о влиянии изменения концентраций веществ на состояние химического равновесия на основании выражения константы равновесия и принципа Ле-Шателье.
Опыт №3. Влияние изменения температуры на состояние химического
равновесия.
Прибор, показанный на рисунке, наполняется двуокисью азота. Известно, что при температуре выше 1400С этот газ состоит только из молекул NO2, а при более низких температурах происходит частичная полимеризация (в данном случае - димеризация):
2NO2 «N2O4
Рис.26. Прибор для наблюдения смещения равновесия
Диоксид азота - газ бурого цвета, а N2O4 - бесцветный. Поэтому по изменению окраски смеси можно судить о смещении равновесия в системе. Смесь этих веществ будет окрашена в зависимости от их относительных количеств в цвета от бледно-желтого до бурого.
Ход работы:
а) одну из колб прибора поместить в стакан с теплой водой, другую-в сосуд с холодной водой или со смесью льда с солью. Наблюдать изменение цвета газовой смеси в колбах. В какую сторону смещается равновесие в каждой из колб?
б) вынуть колбы из стаканов. Как изменяется окраска газовой смеси в этом случае?
Объяснить наблюдаемые явления, основываясь на принципе Ле-Шателье.
Заключение
¢¢Тремя китами, на которые опирается современная химия, являются строение вещества, термодинамика и кинетика¢¢ - это положение, высказанное Дж.Д. Берналом в середине 20-го века, вряд ли изменится со временем.
Химическая кинетика - наука о химическом процессе, закономерностях протекания этого процесса во времени и его механизме, т.е. о деталях взаимодействия реагирующих частиц (молекул, ионов, радикалов, атомов).
Зная механизм реакции, ею можно управлять, что позволяет:
интенсифицировать протекание полезных процессов или понижать скорость нежелательных превращений;
повышать выход целевых продуктов реакции и подавлять образование других соединений;
выбирать экономически наиболее обоснованные схемы производства.
Таким образом, кинетика как раздел химической науки непосредственно связана с задачами промышленного химического производства.
Кинетические методы описания протекающих во времени процессов используют не только в химии, но и в других областях знаний: физике, биологии, медицине, металлургии, в текстильной, целлюлозо-бумажной, парфюмерной, пищевой промышленности.
Например, в медицине в онкологии рост ряда опухолей описывают экспоненциальной функцией. В токсикологии и фармакологии используют кинетический показатель «время полувыведения» - t0,5 - аналог времени полупревращения в химической кинетике. На основе этой величины определяют дозировку и частоту приема лекарств: очередной прием препарата проводят через определенные промежутки времени при уменьшении его концентрации (в 1,5; 2 или 3 раза).
В микробиологии рост числа микроорганизмов описывают в терминах, аналогичных терминам кинетики автокаталитических реакций. Начальный период – «лаг-фаза» - время, в течение которого рост числа микроорганизмов, вносимых в питательную среду, не наблюдается (период индукции); «лог-фазой» называют период экспоненциального роста числа микроорганизмов (аналогично периоду протекания самоускоряющейся реакции). «Стат-фаза» - последующий период постоянства числа (концентрации) микроорганизмов.
В окружающей нас среде постоянно присутствуют токсические вещества различного происхождения. Их количество, поступающее в организм в течение определенного промежутка времени, определяет концентрацию экотоксина в живом организме, Сорг : Wi = Wг + Wв + Wп = k Сорг » 0,7Сорг /t0,5,
где Wi - потоки экотоксина, поступающие в организм с вдыхаемым воздухом (газ), с потребляемой водой и пищей.
Используются кинетические приемы и в экономике, и в финансовой сфере. Поток денежной массы, направленный на ее увеличение, - та же самоускоряющаяся реакция. Аналогично последовательной химической реакции в прохождении финансового потока имеется лимитирующая стадия, на ускорение прохождения которой направляются усилия.
Перечень такого рода примеров можно было бы продолжить. Метод описания тех или иных явлений, изменений каких-либо свойств во времени дифференциальными уравнениями универсален. Впервые использованный в механике, этот метод с середины 19 века стал широко применяться в химии, а впоследствии приемы и термины химической кинетики перешли и в другие науки.
Дата добавления: 2015-11-26; просмотров: 81 | Нарушение авторских прав