Лабораторная работа № 5. Основные закономерности протекания химических процессов

Цель работы: изучение влияния различных факторов на протекание химических реакций.

Оборудование и реактивы: водяная баня, пробирки, лучинка, спички, стаканы (100 мл), секундомер, цилиндры (50 мл), термометры, химические стаканы; мел или мрамор (кусочки и порошок), MnO₂, KCl; растворы: H₂SO₄ (1 М), HCl (2 М), KOH (2 М), H₂O₂ (30%-ный), FeCl₃ (0,001 М и 0,1 М), KNCS (0,001 М и 0,1 М), K₂CrO₄ (0,1 М), Na₂S₂O₃ (0,1 М); дистиллированная вода.

Теоретическая часть

Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей, поэтому она сопровождается выделением или погло­щением энергии в виде теплоты, света, работы расширения образо­вавшихся газов.

Скорость химической реакции определяется количеством веще­ства, прореагировавшего в единицу времени в единице объема.

v = ∆С / ∆τ моль/(л·с)

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и от условий, в которых реакция протекает. Важнейшими из них яв­ляются: концентрация, температура и присутствие катализатора. Природа реагирующих веществ оказывает решающее влияние на скорость реакции.

В большинстве случаев при повышении температуры на 10° скорость гомогенной реакции увеличивается в 2–4 раза – правило Вант-Гоффа. Зная величину γ, можно рассчитать изменение скорости реакции при изменении температуры от Т₁ до Т₂ по формуле

∆v = v (Т₂) / v (Т₁) = γ(T₂–T₁)/10

Из этого следует, что при повышении температуры в арифмети­ческой прогрессии скорость возрастает в геометрической.

Катализ – изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов. Вещества, ускоряющие скорость химической реакции, но остающееся неизменным после того, как химическая реакция заканчивается, называются катализаторами, а замедляющие скорость химической реакции – ингибиторами.

Катализ играет большую роль не только в химии, но и в биоло­гии, так как практически все биохимические превращения, происхо­дящие в живых организмах, являются каталитическими. В роли ка­тализаторов в этом случае выступают ферменты – вещества биологического происхождения.

Химические реакции, которые при одних и тех же условиях мо­гут идти в противоположных направлениях, называются обрати­мыми.

Изменения, происходящие в системе в результате внешних воз­действий, определяются принципом подвижного равновесия – принципом Ле Шателье: внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется. Принцип Ле Шателье универсален, так как применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким, как плавление, кипение и т.д.

Практическая часть

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

В три большие пробирки налейте 0,1 М раствор Na₂S₂O₃ и H₂O, в другие три пробирки – 1 М раствора H₂SO₄ по приведенной ниже схеме (см. таблицу).

Попарно слейте приготовленные растворы Na₂S₂O₃ и H₂SO₄, начните отсчет времени по секундомеру до начала помутнения.

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + SO₂ + H₂O

Постройте график зависимость скорости реакции от кон­центрации Na₂S₂O₃, откладывая на оси абсцисс концентрацию Na₂S₂O₃, а на оси ординат – величину, пропорциональную скорости.

№ пробирки	Объем, мл			Концентрация С(Na2S2O3) = 0,1 / (Х1 + Х2 + Х3) моль/л	Время до начала помутнения τ, с	Скорость реакции v = 1 / τ, с^–1
	Na2S2O3 (Х1)	H2O (Х2)	H2SO4 (Х3)
1	3	6	5
2	6	3	5
3	9	0	5

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Налейте в две пробирки по 5 мл 0,1 М раствора Na₂S₂O₃, в другие две по 5 мл 1 М раствора H₂SO₄. Разделить их на две пары, по пробирке с Na₂S₂O₃ и H₂SO₄ в каждой паре. Отметьте темпе­ратуру воздуха в лаборатории.

Слейте вместе растворы первой пары и запишите время протекания реакции (до по­явления мути).

Вторую пару пробирок поместите на водяную баню и нагрейте до температуры, превышаю­щей комнатную на 10 °С и запишите время протекания реакции. Запишите результаты в виде таблицы:

№ пробирки	Температура t, °С	Время до начала помутнения τ, с	Скорость реакции v = 1 / τ, с^–1

Постройте график зависимость между скоростью реакции и температурой.

Опыт 3. Зависимость скорость реакции от площади поверхности реагирующих веществ

Поместите в одну пробирку кусочки, а в другую порошок мрамора (или мела), предварительно взвесив их на технических весах по 0,5 г. Прилейте в обе пробирки по 5 мл разбав­ленной HCl. Запишите время полного протекания реакций. Объясните влияние по­верхности реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе.

Опыт 4. Зависимость скорость реакции от катализатора

Налейте в химический стакан 10 мл 3% раствора Н₂О₂ и поднесите к поверхности тлеющую лучинку. Затем внесите в этот стакан небольшое количество MnO₂ и поднеси­те вторично тлеющую лучину. Запишите наблюдения. Составьте уравнения реакций.

Опыт 5. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие

В химическом стакане смешайте по 10 мл очень разбавленных (0,001 М) растворов FeCl₃ и KNCS.

FeCl₃ + 3KNCS = Fe(NCS)₃ + 3KCl

Полученный раствор разлейте поровну в четыре пробирки, затем добавьте в них следующие вещества по схеме: 1 пробирка: контроль

2 пробирка: + 2–3 капли 0,1 М раствор KNCS

3 пробирка: + 2–3 капли 0,1 М раствор FeCl₃

4 пробирка: + несколько кристаллов KCl

Сравните цвета жидкости в пробирках 2–4 с контролем. Наблюдения запишите в виде таблицы:

№ пробирки	Цвет до опыта	Цвет после опыта
1 пробирка (контроль)	кроваво-красный	кроваво-красный
2 пробирка (опытная + KNCS)	кроваво-красный
3 пробирка (опытная + FeCl3)	кроваво-красный
4 пробирка (опытная + KCl)	кроваво-красный

Контрольные задания

1. Назовите факторы, влияющие на скорость реакции в гомогенных системах. Правило Вант-Гоффа.

2. Как изменится скорость образования NO₂ в соответствии с ре­акцией: 2NО + О₂ = 2NO₂, если давление в системе увеличить в 3 раза, а температуру оставить неизменной?

3. Скорость некоторой реакции увеличивается в 2 раза при повышении температуры на каждые 10° С в интервале от 0 до 60° С. Во сколько раз увели­чится скорость при повышении температуры от 20 до 45° С?

4. Как повлияет на равновесие в реакциях:

1) 2NO₂ N₂O₄+ Q;

2) 2H₂S 2H₂ + S₂ – Q;

а) повышение температуры; б) понижение давления?

5. Как повлияет на равновесие в реакциях:

1) 2H₂ + O₂ 2H₂O + Q;

2) N₂ + O₂ 2NO – Q;

а) понижение температуры; б) повышение давления?