Скорость химических реакций. Химическое равновесие.

Лабораторная работа № 1

Опыт № 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Реакция тиосульфата натрия с серной кислотой протекает по уравнению:

Na₂S₂Оз + H₂SO₄ = Na₂S₂О₃ + S + SO₂ + H₂O

Выполнение работы: Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие конические пробирки внести:

в первую - 4 мл 1 н раствора Na₂S₂О₃ и 8 мл воды;

во вторую - 8 мл 1 н раствора Na₂S₂О₃ и 4 мл воды;

в третью = 12 мл 1 н раствора Na₂S₂О₃. (первую и вторую пробирки осторожно встряхнуть).

Таким образом, в одинаковых объемах полученных растворов будет содержаться различное число молей Na₂S₂О₃. Если условно обозначить молярную концентрацию Na₂S₂ в пробирке № 1 - С моль, то, соответственно, в пробирке № 2 концентрация будет -2С моль, в пробирке № 3 - 3С моль.

В пробирку № 1 добавить 1 мл 2Н Н₂ SO₄. Замерить секундомером время от момента добавления кислоты до появления в растворе заметного помутнения. Так же добавлять по 1 мл 2Н Н₂ SO₄ в пробирки № 2 и № 3, замерить время помутнения.

Данные опыта занести в таблицу 1:

Начертить график, иллюстрирующий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. На оси абсцисс отложить в определенном масштабе относительные концентрации тиосульфата натрия, на оси ординат - соответствующие им скорости (в условных единицах). Выводы по работе:

Опыт № 2. Влияние температуры на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Выполнение работы: Приготовить три термостата: №1, №2, №3, для чего три стаканчика на 200-250 мл наполнить на 2/3 водой.

Стаканчик № 1 оставить на столе при комнатной температуре. Температуру воды измерять термометром.

Стаканчики №2 и №3 поставить на асбестированные сетки на электроплитки нагреть воду в стаканчике №2 на 10 градусов выше температуры воды в стаканчике №1, а в стаканчике №3 - на 10 градусов выше, чем в стаканчике №2. отрегулировать в обоих случаях нагрев так, чтобы температура воды была постоянной (+ 0, 5 градусов Цельсия). Каждый стаканчик покрыть картоном или деревянной крышкой с тремя отверстиями.

В одно из отверстий каждого термостата поместить небольшой термометр, конец которого погрузить в воду, в другое отверстие - пробирку с 2 Н раствором Н₂SO₄ и опущенной в него пипеткой, в третье отверстие - пробирку с 10 мл раствора Na₂S₂О₃. Через 10-15 минут включить секундомер. Не вынимая пробирку с тиосульфатом из термостата №1, добавить в нее 1 мл 2Н H₂SO₄ из пробирки, находящийся в том же термостате. Замерить время от момента добавление кислоты до появления помутнения.

Повторить опыт с раствором тиосульфата натрия в термостатах №2 и №3. Произвести отсчет времени течения реакции, как в первом случае.

Полученные данные занести в таблицу 2.

Таблица 2

Выводы по опыту:

Опыт № 3. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

Выполнение работы: В коническую пробирку внести 1-2 мл 10%-ного раствора перекиси водорода. Отметить, что в обычных условиях заметного разложения перекиси водорода не наблюдается.

К раствору перекиси водорода добавить несколько крупинок двуокиси марганца. Что наблюдается? Поднести к отверстию пробирки тлеющую лучину. Какой газ выделяется?

Все наблюдаемое описать. Написать уравнение реакции разложения перекиси водорода.

Выводы по опыту:

Опыт № 4. Влияние величины поверхности реагирующих веществ на скорость химической реакции в гетерогенной системе.

Выполнение работы: Взять два, по возможности, одинаковых кусочка мела величиной с горошину. Один из них положить на кусочек фильтровальной бумаги и стеклянной палочкой измельчить его в порошок. Полученный порошок поместить в коническую пробирку. Второй кусочек мела целиком опустить в другую коническую пробирку. В обе пробирки одновременно добавить одинаковое количество (1-2 мл) разбавленного раствора соляной кислоты. (Для соблюдения одновременности добавления кислоты опыт могут проводить двое учащихся совместно). Наблюдать полное растворение мела.

Описать все наблюдения. Написать уравнение соответствующей реакции. Объяснить, почему скорость растворения мела в этих двух случаях различна.

Опыт № 5. Смещение равновесия обратимой реакции.

Выполнение работы: В четыре конических пробирки внести по 1-2 мл 0, 0025 Н. растворов хлорида трехвалентного железа и роданида калия. Растворы размешать стеклянной палочкой и поставить в штатив. Одну пробирку с полученным раствором сохранить для сравнения результатов опыта. В остальные пробирки добавить следующие реактивы:

в первую - 0, 5 мл насыщенного раствора FeCl₃;

во вторую - 0, 5 мл насыщенного раствора KSCN

в третью - несколько кристалликов КС1.

Сравните интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окрас и эталона.

Записать свои наблюдения. Составить уравнение соответствующей обратимой реакции и написать выражение для константы ее равновесия.

Какие вещества находятся в исследуемом растворе при состоянии равновесия?

Какое вещество придает раствору красную окраску?

Как изменяется интенсивность окраски раствора, и в каком направлении смещается равновесие данной равновесной системы при добавлении:

А) хлорида трехвалентного железа;

Б) роданида калия;

В) хлорида калия.

Как изменяется при этом в каждом отдельном случае концентрация компонентов равновесной системы:

А) роданида железа;

Б) хлорида калия;

В) хлорида трехвалентного железа;

Г) роданида калия по сравнению с их концентрациями при установлении первоначального равновесия?