Порядок выполнения работы

Опыт №1. Влияние концентрации тиосульфаты натрия на скорость его разложения в кислой среде.

Табл. 1. Приготовление растворов.

№ пробирки	Число капель
	Na2S2O3	H2O	H2SO4	Всего
1	4	8	1	13
2	8	4	1	13
3	12	-	1	13

Табл. 2. Результаты опыта.

№ пробирки	С(Na2S2O3) отн. ед.	lnCотн (Ci/C1)	Время реакции,τ, с	Скорость реакции, с^-1
1	1	0	21	4,8 ^.10^-2
2	2	0,693	7	14,3^. 10^-2
3	3	1,1	5	20 ^. 10^-^2

Найдем значения скорости реакции:

1. График зависимости скорости реакции

от концентрации тиосульфата натрия.

2. График зависимости логарифма

относительной концентрации от

времени протекания реакции.

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ ⇄ Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S¯,

 

протекает в три стадии:

 

1.                       Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = H₂S₂O₃ +Na₂SO₄

2.                       H₂S₂O₃ = H₂SO₃ + S ¯

3.                       H₂SO₃ = SO₂ + H₂O,

 

из которых реакции первой и третьей стадий идут практически мгновенно, а реакции второй стадии – медленно. Именно она и определит скорость суммарного процесса, т.е. будет зависеть только от концентрации тиосерной кислоты Н₂S₂O₃. Таким образом, кинетическое уравнение запишется:

, так как , то .

Вывод: Закон действия масс в нашем опыте подтвердился. При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, что видно из графика № 1 «График зависимости скорости реакции

от концентрации тиосульфата натрия».

Опыт №2. Влияние температуры на скорость реакции разложения тиосульфата натрия в кислой среде.

№ п/п	Температура, °С	Время, , сек.
1	23	37
2	33	15
3	42	5

Зависимость скорости реакции от температуры

№ п/п	Температура T, K	Время реакции , сек.	Скорость реакции v = 1/τ, с^−1		Ea, кДж/моль
1	296,15	37	0,027	2,48	68,5
2	306,15	15	0,067
				3,37	97,4
3	315,15	5	0,2

При обработке результатов эксперимента воспользуемся правилом Вант-Гоффа:

При увеличении температуры на 10 K скорость химических реакций возрастает в 2 – 4 раза

,

где γ – температурный коэффициент скорости реакции.

γ₁= 0,067/ 0,027= 2,48

γ₂= =3,37

γ_ср= (2,48+3,37) /2= 2,925

Путем проведения опыта было подтверждено эмпирическое правило Вант-Гоффа, только с незначительной погрешностью.

Теперь вычислим энергию активации реакции:

где R = 8,31 Дж/моль^.K, T – температура в K, _i = скорость химической реакции.

Вывод: Правило Вант-Гоффа в нашем опыте подтвердилось. Исходя из полученных значений температурного коэффициента (2,48; 3,75) мы можем сделать вывод : с повышением температуры скорость реакций увеличивается в 2-4 раза.

Опыт №5. Влияние концентраций реагентов на равновесие обратимой реакции между хлоридом железа (III) и тиоцианатом аммония.

FeCl₃ + 3NH₄CNS = Fe(CNS)₃ + 3NH₄Cl

Налили в химический стаканчик по 5 капель растворов хлорида железа (III) и тиоцианата аммония, перемешали и разлили в 4 пробирки.

1. Без добавок реакция прошла плавно и получился оранжевый раствор.

2. Здесь мы добавили FeCl₃ (конц.), раствор окрасился в темно-оранжевый цвет; химическое равновесие сместилось вправо.

3. После добавления NH₄CNS (конц.)раствор окрасился в темно-красный цвет; химическое равновесие сместилось вправо.

4. Затем добавили NH₄Cl,раствор окрасился в желтоватый цвет, а химическое равновесие сместилось влево.

Зависимость положения равновесия от состава системы

№ пробирки	Состав системы	Добавленный реактив	Наблюдения
1	5 капель FeCl3 5 капель NH4CNS	нет	Получили оранжевый раствор
2		FeCl3	Темно- оранжевый раствор
3		NH4CNS	Темно-красный раствор
4		NH4Cl	Желтоватый раствор

Вывод: При увеличении концентрации реагентов химическое равновесие сместиться вправо.

При увеличении концентрации продуктов реакции, химическое равновесие сместиться влево.