Кинетическое уравнение реакции na2s2o3 h2so4

Кинетическое уравнение реакции na2s2o3 h2so4

Влияние концентрации реагентов на скорость химической реакции

В основе эксперимента — реакция:

H₂S₂O₃ = S + SO₂ + H₂O

Наблюдаемый признак реакции — образование бело-желтой мути (нерастворимая сера). Тиосерная кислота неустойчива (см. уравнение реакции!), поэтому ее получают взаимодействием тиосульфата натрия с разбавленной серной кислотой:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = H₂S₂O₃ + Na₂SO₄

т.е. суммарная реакция:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = S + SO₂ + H₂O + Na₂SO₄

Проведение реакции: В 2 одинаковых стакана налить по 20 мл 2М серной кислоты. В 1 из стаканов добавить 80 мл воды (уменьшаем концентрацию кислоты). Одновременно прилить в оба стакана (из 2 других стаканов или цилиндров) 20 мл 2М тиосульфата натрия.

Что наблюдать: В каком из стаканов муть образуется быстрее?

Влияние поверхности соприкосновения реагентов на скорость химической реакции

В основе эксперимента — реакция:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂

Наблюдаемый признак реакции — порозовение водного раствора фенолфталеина под воздействием гидроксида магния.

Проведение реакции: В 2 одинаковые пробирки налить по 5 мл воды и капнуть по 1 капле раствора фенолфталеина. В 1-ю пробирку поместить магниевую стружку, во 2-ю — порошок магния (лучше свеженапиленный). При необходимости (если порошок магния старый) нагреть обе пробирки.

Что наблюдать: В какой пробирке розовая окраска появляется раньше и интенсивность ее нарастает быстрее?

Влияние природы реагентов на скорость химической реакции

В основе эксперимента — реакции щелочных металлов с водой:

M + H₂O = MOH + 1/2H₂

Наблюдаемые признаки — порозовение водного раствора фенолфталеина под воздействием образующейся щелочи, выделение пузырьков водорода.

Проведение реакции: В кристаллизатор налить воды, добавить несколько капель раствора фенолфталеина. Очистить фильтровальной бумагой кусочек лития размером порядка 3х3х3 мм и с помощью пинцета осторожно опустить в воду. Когда литий полностью прореагирует, повторить опыт с натрием, потом — с калием.

Что наблюдать: В реакции какого металла с водой выше интенсивность выделения водорода? Попробуйте сравнить взаимодействие и по другим признакам.

Вариант проведения: В 2 стакана на 200 мл налить по 100 мл воды, добавить 2-3 капли раствора фенолфталеина. В 1 один из стаканов высыпать порошок магния (см. эксперимент 2), в другой осторожно, с помощью пинцета, поместить тщательно очищенный кусочек натрия размером порядка 2х2х2 мм.

Влияние температуры на скорость химической реакции

В основе эксперимента — реакция:

H₂S₂O₃ = S + SO₂ + H₂O

Наблюдаемый признак реакции — образование бело-желтой мути (нерастворимая сера). Тиосерная кислота неустойчива (см. уравнение реакции!), поэтому ее получают взаимодействием тиосульфата натрия с разбавленной серной кислотой:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = H₂S₂O₃ + Na₂SO₄

т.е. суммарная реакция:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = S + SO₂ + H₂O + Na₂SO₄

Проведение реакции: В 2 одинаковых стакана налить по 20 мл 2М серной кислоты. 1 из стаканов подогреть на плитке или на спиртовке. Одновременно прилить в оба стакана (из 2 других стаканов или цилиндров) 20 мл 2М тиосульфата натрия.

Что наблюдать: В каком из стаканов муть образуется быстрее?

Катализ

В основе эксперимента — реакция разложения пероксида водорода

H₂O₂ = H₂O + 1/2O₂

ускоряющаяся в присутствии диоксида марганца, а также некоторых солей тяжелых металлов, фермента каталазы и др. Наблюдаемый признак реакции — выделение пузырьков газа, в котором ярко вспыхивает тлеющая лучина.

Проведение реакции: В высокий цилиндр (на 100 мл) налить 10 мл 30% Н₂О₂. Быстро всыпать порошок MnO₂ (вариант — капнуть несколько капель крови). Внести в цилиндр тлеющую лучину.

Катализ

В основе эксперимента — каталитическое окисление аммиака на оксиде хрома.

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Наблюдаемый признак реакции — искры (раскаливание частиц оксида хрома за счет экзотермического теплового эффекта реакции и их свечение).

Проведение реакции: Большую плоскодонную колбу (500 мл) тщательно ополоснуть изнутри концентрированным раствором аммиака (таким образом в ней создается высокая концентрация паров аммиака). Сбрасывать в нее нагретый в железной ложечке оксид хрома (III).

Простой модельный эксперимент, сразу на несколько тем.

В сухой химический стакан (можно использовать простые одноразовые пишевые стаканчики) поместите одинаковые количества (примерно с горошину каждого) сухих лимонной кислоты и пищевой соды (гидрокарбоната натрия).

Реакция не идет без воды, и при добавлении нескольких капель воды смесь «вскипает».

NaHCO₃ + H₃(C₅H₅O₇) = Na₃(C₅H₅O₇) + CO₂ + H₂O

Можно провести такую же реакцию, заменив соду на мел. Это доказывает, что реакция сводится к взаимодействию карбонат-иона с протоном:

CO₃ 2- + 2H + = H₂CO₃ = CO₂ + H₂O

Затем в одном стакане мы готовим насыщенный раствор соды (ее растворимость 9,6 г на 100 г воды при комнатной температуре). В два других стакана мы помещаем лимонную кислоту — в первый объемом со спичечную головку, во второй примерно в 5 раз больше. Наливаем в оба стакана по 10 мл воды и растворяем кислоту при перемешивании. В оба стакана с лимонной кислотой одновременно добавляем по 5 мл насыщенного раствора гидрокарбоната натрия. Видно, что в стакане, где концентрация лимонной кислоты выше, выделение газа более интенсивное. Вывод: скорость реакции пропорциональна концентрации реагентов.

Лабораторная работа № 1 «Кинетика химических процессов»

Лабораторная работа № 1

Кинетика химических процессов

Цель работы: изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов: природы реагирующих веществ, температуры, концентрации.

Основные понятия: понятия гомогенной и гетерогенной систем, поверхность раздела, скорости гомогенной и гетерогенной реакции; закон действующих масс, порядок и молекулярность реакции, константа скорости химической реакции; уравнения Вант-Гоффа, Аррениуса; энергия активации; закон Генри.

1. пробирки: 6 шт;

2. штатив для пробирок;

3. метроном или секундомер;

4. термостат и крышка к нему

5. с отвестиями для пробирок;

7. стеклянные палочки;

8. пипетки капельные.

1. тиосульфат натрия Na2S2O3;

2. 2 н. раствор серной кислоты H2SO4;

3. раствор концентрированной соляной кислоты HCl;

1. Что такое скорость химической реакции?

2. Перечислите факторы, от которых зависит скорость химической реакции.

3. Сформулируйте закон действующих масс.

4. Что называют константой скорости химической реакции?

5. Что называют порядком химической реакции?

6. Что такое молекулярность реакции, в чем отличие молекулярности реакции от порядка реакции?

7. Как изменится скорость химической реакции при изменении температуры? Уравнение Вант-Гоффа. Физический смысл температурного коэффициента.

8. Что называют энергией активации? Уравнение Аррениуса.

Опыт № 1. Исследование влияния концентрации реагирующих веществ на скорость в гомогенной системе.

Исследование влияния концентрации реагирующих веществ на скорость в гомогенной системе проведите на примере реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. Тиосульфат натрия является солью слабой тиосерной кислоты и является термодинамически устойчивым, не разлагается ни в твердом виде, ни в водных растворах. При действии на соль тиосерной кислоты сильных кислот, например, серной, последние вытесняют ее из солей, в отличие от которых, кислота неустойчива и в водных растворах диспропорционирует. Данное взаимодействие может быть описано следующим общим уравнением:

Рассмотрим все стадии реакции:

1 стадия: Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3+ Na2SO4

S2O32- + 2H+= H2S2O3

2 стадия: H2S2O3 = H2SO3 + S

Вторая стадия процесса, представляющая собой диспропорционирование тиосерной кислоты, является самой медленной (лимитирующая стадия) и ее скорость определяет скорость протекания всего процесса взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.

Предварительно проделайте качественный опыт, для чего в пробирку внесите 5-10 капель 1н. раствора тиосульфата натрия и 3-5 капель 2н. раствора серной кислоты. Наблюдайте появление слабой опалесценции и дальнейшее помутнение раствора от выпавшей свободной серы.

Приготовьте три раствора тиосульфата натрия различной концентрации в соответствие с таблицей.

Первую и вторую пробирки осторожно встряхните. Таким образом, содержание тиосульфата натрия (в моль) составит: в 1-й пробирке – 1С моль; во 2-й пробирке – 2С моль; в 3-й пробирке – 3С моль.

Включите метроном. В первую пробирку добавьте 1 каплю 2н. раствора серной кислоты. Считая удары метронома, измерьте время от момента добавления кислоты до появления в растворе заметной опалесценции. Аналогичную операцию проведите с растворами, содержащимися во 2-й и 3-й пробирках.

Данные опыта занесите в таблицу. Постройте графическую зависимость скорости химической реакции от концентрации раствора тиосульфата натрия u = f(C), на основании которой сделайте вывод об изменении скорости химической реакции при изменении концентрации реагирующих веществ.

Число капель раствора Na2S2O3

Число капель H2O

Число капель раствора H2SO4

Общий объем раствора

Время течения реакции, сек.

Скорость реакции, 1/t

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

Приготовьте термостат, для чего в стакан емкостью 300-400 см3 налейте воды на 2/3 объема и закройте стакан картонной крышкой с тремя отверстиями, в одно из отверстий вставьте термометр с ценой деления 0,2, во второе-пробирку с 2н. раствором серной кислоты и с опущенной в нее пипеткой. В третье отверстие поместите пробирку с 10 каплями 1н. раствора тиосульфата натрия. Через 5-10 минут включите метроном или секундомер. Не вынимая пробирку с тиосульфатом натрия из термостата, добавьте в нее 1 каплю 2н. серной кислоты из пробирки, находящейся в том же термостате. Считая удары метронома, измерьте время от момента добавления кислоты до появления заметной опалесценции. Измерения проведите не менее 3-х раз, повышая температуру при каждом новом эксперименте в среднем на 10 градусов.

Полученные данные занесите в таблицу.

Температура опыта, ºС

Время течения реакции (число ударов метронома)

Скорость реакции 1/t, условные единицы.

На основании графической зависимости u = f(T) сделайте вывод о зависимости скорости химической реакции от температуры.

Опыт № 3. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе.

Возьмите 2 одинаковые навески мрамора: одну – целым куском, а другую – в виде мраморной крошки. Опустите навески в две пробирки и одновременно добавьте одинаковое количество (10-20 капель) раствора соляной кислоты (1:1) (ТЯГА!). Сравните время полного растворения мрамора в каждом случае от момента внесения первой капли раствора кислоты и объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнения соответствующих реакций.

Лабораторная работа № 2

Катализ и катализаторы

Цель работы: изучить явление катализа, рассмотреть влияние катализаторов на интенсивность протекания химических реакций.

Основные понятия: катализ: гомогенный, гетерогенный; катализаторы: гомогенные, гетерогенные, биокатализаторы; теории катализа; каталитические яды; “отравление“ катализатора.

1. колбы конические

2. на 250 мл – 3 шт;

3. цилиндры на 10 и 100 мл – по одной шт;

4. стакан на 200 мл – 3 шт

1. раствор медного купороса (3%-ный или 0,12М) CuSO4×5H2O;

2. раствор аммиака (10%-ный) NH4OH;

3. раствор пероксида водорода (10%-ный и 3%-ный) H2O2;

4. оксид марганца(IV) MnO2,

5. кусочек свежего и вареного картофеля.

1. Понятие катализа. Виды катализа.

2. Катализаторы и их классификация.

3. Теории катализа: адсорбционная теория.

4. Теории катализа: теория промежуточного комплекса.

5. Объясните с позиций теории промежуточного комплекса каталитическое действие оксида ванадия(V) на реакцию окисления диоксида серы в контактном способе получения серной кислоты.

6. Объясните с позиций теории промежуточного комплекса каталитическое действие монооксида азота на реакцию окисления диоксида серы в нитрозном способе получения серной кислоты.

7. Структура катализатора.

8. Объясните с точки зрения адсорбционной теории механизм каталитического действия оксида ванадия(V) на реакцию окисления диоксида серы в контактном способе получения серной кислоты.

9. Биокатализ. Биокатализаторы. Механизм действия биокатализаторов. Температурная зависимость ферментативных реакций.

10. “Отравление” катализатора. Каталитические яды. Регенерация катализаторов. Приведите примеры веществ, выступающих в качестве каталитических ядов по отношению к оксиду ванадия(V) и предложите методы восстановления каталитической активности катализатора.

Опыт №1. Изучение гомогенного катализа.

Исследование гомогенного катализа проведите на примере реакции разложения пероксида водорода в водном растворе.

H2O2 представляет собой бесцветную сиропообразную жидкость с плотностью равной 1,45 г/см3 . Это соединение способно разлагаться со взрывом на воду и кислород:

Водные растворы перекиси водорода более устойчивы; в прохладном месте они могут сохранятся довольно долго. Разложение перекиси водорода в водных растворах ускоряется катализаторами, например, MnO2, Cu, Fe, Mn и их ионами.

Для проведения эксперимента в конические колбы внесите: в 1-ю – 50 мл раствора медного купороса; во 2-ю – 50 мл раствора аммиака; в 3-ю – по 25 мл растворов медного купороса и аммиака. В третьей колбе образуется темно-синий раствор сульфата тетрааммина-меди(II)

CuSO4 + 4H3N×H2O = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O

Cu2+ + 4H3N×H2O = [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O

Добавьте во все колбы по 10 см3 раствора пероксида водорода. Объясните наблюдаемые явления.

Опыт №2. Изучение гетерогенного катализа.

Налейте в два стакана по 50 см3 3%-ного раствора пероксида водорода. В один стакан добавьте немного оксида марганца(IV), в другой – небольшой кусочек свежего картофеля. Наблюдайте интенсивное разложение пероксида водорода с выделением кислорода. Выделение кислорода покажите тлеющей лучинкой. Налейте в третий стакан 50 см3 раствора перекиси водорода и положите туда кусочек вареного картофеля. Отметьте интенсивность реакции разложения перекиси водорода во всех колбах. Объясните наблюдаемые явления.

Лабораторная работа № 3

Цель работы: изучение влияния различных факторов на состояние химического равновесия.

Основные понятия: обратимые и необратимые химические реакции; химическое равновесие как динамический процесс; константа химического равновесия; смещение химического равновесия, принцип Ле-Шателье; тепловой эффект реакции: экзотермические и эндотермические химические реакции.

1. пробирки – 4 шт;

2. колбы с пробками на 50 и 100 см3 по 1 шт;

4. штатив для пробирок.

1. 0,002н. раствор хлорида железа (III) FeCl3;

2. 0,002н. раствор роданида калия KSCN;

3. насыщенный раствор хлорида железа (III) FeCl3;

4. насыщенный раствор роданида калия KSCN;

5. кристаллический хлорид калия KCl;

6. диоксид азота NO2.

1. Какие реакции называются обратимыми? Приведите примеры.

2. Что такое состояние химического равновесия? Его характер.

3. Что называют константой химического равновесия?

4. Что называют сдвигом равновесия?

5. Перечислите факторы, влияющие на состояние химического равновесия.

6. Для необратимых реакций, протекающих до конца, константа равновесия стремится к бесконечности, так как концентрация продуктов реакции намного превышает концентрацию исходных веществ. О чем свидетельствует стремление константы равновесия к нулю?

7. Какие процессы называются экзотермическими и эндотермическими?

8. Сформулируйте принцип смещения равновесия Ле-Шателье.

9. Как влияет температура на состояние химического равновесия?

10. Оцените влияние концентраций компонентов системы на состояние химического равновесия.

11. Оцените влияние давления на состояние химического равновесия в газовых системах.

Опыт №1. Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия.

Исследование влияния концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия проведем на примере реакции образования роданидных комплексов железа (III), имеющих характерную кроваво-красную окраску (качественная реакция на Fe3+)

Для этого в четыре пробирки внесите по 5-7 капель 0,002н. растворов хлорида железа (III) и роданида калия. Растворы поставьте в штатив. Одну пробирку с полученным раствором сохраните для сравнения результатов опыта. В остальные пробирки добавьте следующие реактивы: в первую – 1 каплю насыщенного раствора хлорида железа (III); во вторую – 1 каплю насыщенного раствора роданида калия; в третью – несколько кристалликов хлорида калия.

Сравните интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона.

Запишите свои наблюдения. Составьте уравнения соответствующей обратимой реакции и напишите выражение константы равновесия.

1. Какие вещества находятся в растворе при равновесии?

2. Какое вещество придает раствору красную окраску?

3. Как изменяется интенсивность окраски раствора, и в каком направлении смещается равновесие данной равновесной системы при добавлении: а) хлорида железа (III); б) роданида калия; в) хлорида калия.

4. Как изменяются при этом в каждом случае концентрация компонентов равновесной системы:

а) роданида железа;

в) хлорида железа (III);

г) роданида калия по сравнению с их концентрациями после прибавления соответствующего реагента.

Опыт №2. Влияние температуры на смещение равновесия.

Влияние температуры на смещение равновесия исследуйте на примере димеризации NO2 . Для этого заполните две сухие колбы диоксидом азота, отметьте бурый цвет оксида азота(lV). Приготовьте два стакана: один – с горячей, другой – с холодной водой. Одновременно осторожно опустите в них колбы. Наблюдайте усиление окраски газа в горячей воде и обесцвечивание в холодной. В данном случае имеет место обратимая реакция образования димера N2O4 (бесцветный газ) из NO2 (бурый газ)

На основании принципа Ле-Шателье и данных опыта решите вопрос о тепловом эффекте прямой и обратной реакций.

Энергия активации: 38 кДж/моль

Кинетика химических реакций

Цель работы.

1.Выявление зависимости скорости реакции взаимодействия раствора серной кислоты постоянной концентрации и раствора соли [тиосульфат натрия (Na₂S₂O₃)] переменной концентрации от концентрации соли. Определение кинетического порядка реакции по соли.

2.Установление зависимости скорости реакции от температуры. Определение энергии активации (Е_а) и температурного коэффициента (g ) реакции.

Для выполнения и защиты лабораторной работы студент должен знать:

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре (ЗДМ – закон действующих масс):

v = k(T)×C_к x ×C_c y , где

v —скорость реакции;k(T) – константа скорости реакции (постоянная величина при Т= const); C_ки C_c – концентрация кислоты и соли [ ]; x, y – кинетический порядок реакции по кислоте и соли (стехиометрические коэффициенты в молекулярном уравнении); (x + y)— суммарный кинетический порядок реакции

Зависимость константы скорости реакции от температуры (уравнение Аррениуса):

, где

Еа – энергия активации реакции [ ]; Т– температура [К]; R = 8,314 [ ] — универсальная газовая постоянная, А – частотный фактор

Температурный коэффициент (Вант-Гоффа) реакции g : g=

Выполнение работы

Измерение скорости реакции v: v = 1 / t (с -1 )— скорость реакции;v

∆С / ∆ t

t (с) – время протекания реакции — время между моментом сливания растворов кислоты и соли, и моментом визуальной регистрации образования осадка серы (помутнение раствора). Измеряется секундомером с точностью ±0.5 с.

Поскольку скорость исследуемой реакции является функцией трех параметров (температура, концентрации реагентов — соли и кислоты), то, изучая кинетику реакции, определяют влияние на скорость реакции только одного параметра, два других не меняют, оставляя их постоянными.

1. Экспериментальное определение зависимости скорости реакции от концентрации соли (С_к–const; Т–const).

— Расчет объемов реагентов. Суммарный объем растворов реагентов во всех опытах равен 25 см 3 . Объем раствора кислоты во всех опытах равен V_к = 5 см 3 (С_к–const).

Для приготовления различных значений концентрации водных растворов соли, остальной объем (20 см 3 ) будут составлять раствор соли V_с, с концентрацией С₀= 0.5 , и объем воды V_в, т.е. V_с + V_в = 20 см 3 .Из соотношения С_с(V_c + Vв + Vк) = С₀V_cследует, что С_c = 0,02V_c.Зная значение концентрации раствора соли С_cнеобходимое для приготовления и выполнения опыта, объём соли V_cопределяют из соотношения V_c = С_c / 0,02. Объём воды Vв, необходимый для добавления к V_c,чтобы приготовить раствор соли нужной концентрацииС_с, находят из соотношения V_в = 20 — V_c [ см 3 ].

— Выполнение измерений. При помощи бюреток с водой, раствором соли и кислоты помещают:

— в измерительный стакан соответствующие объемы воды и раствора соли (V_с + V_в = 20 см 3 )

— в пробирку раствор кислоты (V_к = 5 см 3 )

— приливают раствор кислоты из пробирки в измерительный стакан и по секундомеру определяют время протекания реакции.

— результаты измерений и расчетов вносят в таблицу 1

— по экспериментальным точкам строят график v=f(C_c)

— по виду графика определяют кинетический порядок реакции по соли (y)

Таблица 1

Пример заполнения табл.1

Пример построения графика по данным табл.1

Порядок реакции по соли равен 1.

2. Экспериментальное определение зависимости скорости реакции от температуры (С_к–const; С_с –const).

— Выполнение измерений. Измерение скорости реакции определяют так же, как и в первой части работы, при выполнении следующих условий:

— определение скорости реакции проводят при различных температурах, для чего перед измерением стакан с раствором соли и пробирку с раствором кислоты помещают в водяной термостат (10°C — 60°C) на 3-5 мин. Температура растворов контролируется по термометру;

-после стабилизации температуры растворов их сливают и по секундомеру определяют время протекания реакции.

— результаты измерений и расчетов заносят в таблицу 2;

— по экспериментальным точкам строят график v=f(Т), из которого определяют температурный коэффициент реакции g;

— по экспериментальным точкам строят график lnv=f(1/Т), из которого определяют энергию активации реакции Еа

Таблица 2

Пример заполнения табл.2

Пример построения графиков по данным табл.2

Пример нахождения температурного коэффициента реакции γ:(среднее из 3-х значений γ_i).

Из графика v=f(Т)для V₄₀и V₃₀ . Также находятγ для V₃₀ / V₂₀ и V₅₀ / V₄₀,а затемγ,как среднее из 3-х найденных значений.

Пример нахождения энергии активации Е_а :

Из графика lnv=f(1/Т)

Е_а =8,314 ∙│-4,4 – (-3,5)│/│3.4 – 3,2│∙10 -3 =8,314 ∙ 0.9/0.2∙10 -3 = 37900 Дж/моль ≈ 38кДж/моль

Энергия активации: 38 кДж/моль