Здавалка
Главная | Обратная связь

Опыт 3. Влияние катализатора на скорость реакции



 

Влияние катализатора на скорость реакции, рассмотрим на примере процесса взаимодействия раствора роданида железа (III) с раствором тиосульфата натрия. Раствор роданида железа (Ш) имеет характерное кроваво-красное окрашивание. При восстановлении железа (Ш) до железа (П) тиосульфатом натрия наблюдается обесцвечивание раствора.

В две пробирки вносим по 1мл 0,1 н. растворов роданида калия и хлорида железа (Ш). В результате реакции ионного обмена образуется Fe(SCN)3.

FeCl3 + 3KSCN ↔ Fe(SCN)3 + 3KCl

Записываем уравнение реакции в молекулярной и ионно-молекулярной форме.

В одну из пробирок добавляем несколько капель 0,5 н. раствора сульфата меди. В обе пробирки вносим по 1 мл 0,2 н. раствора тиосульфата натрия. Наблюдаем различную скорость обесцвечивания растворов.

 

2Fe(SCN)3 + 2Na2S2O3 → 2Fe(SCN)2 + Na2S4O6 + 2NaSCN.

 

Делаем вывод.

В выводе объясняем наблюдаемые явления. Какое вещество является катализатором? В чём состоит сущность действия катализатора?

 

Опыт 4. Смещение равновесия

 

Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ исследуется на примере реакции взаимодействия хлорида железа(III) с роданидом калия:

 

FeCl3 + 3KSCN ↔ Fe(SCN)3 + 3KCl

 

В пробирку сливаем по 2 мл разбавленных (0,01 н.) растворов FeCl3 и KSCN. (Если нет растворов указанной концентрации, то их можно получить разбавлением более-концентрированных растворов). Разливаем полученный раствор с характерной окраской, которую ему придает Fe(SCN)3 в четыре пробирки (по 1 мл в каждую). Одна пробирка (первая) будет контрольной, её используем только для сравнения. Во вторую пробирку добавляем несколько капель 0,5 н. раствора FeCl3, в третью - несколько капель насыщенного раствора KSCN, в четвёртую - насыщенный раствор КСl. Наблюдаем за изменением интенсивности окраски растворов в трёх пробирках.

Отмечаем наблюдения. Во всех трех случаях смещение равновесия происходит в соответствии с принципом Ле-Шателье.

Делаем вывод.

В выводе объясняем наблюдаемые явления, пользуясь выражением константы равновесия данной реакции и принципом Ле-Шателье.

СОДЕРЖАНИЕ ОТЧЕТА О РАБОТЕ

 

Отчет о работе должен содержать:

1. название работы;

2. дату выполнение работы и дату предъявления отчета на проверку;

3. названия проделанных опытов;

4. уравнения всех проделанных реакций;

5. все экспериментальные данные (таблицы результатов), расчет их и визуальные наблюдения;

6. исследуемые графические зависимости;

7. выводы.

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ

 

1. Что такое скорость химической реакции?

 

2. Чем отличаются средняя и истинная скорость реакции?

 

3. В соответствии с законом действующих масс составьте выражение для скорости реакции:

а) протекающей в гомогенной системе 2NO + O2 → 2NO2

б) протекающей в гетерогенной системе FeO(к) + CO(г) → Fe(к) + CO2(г)

 

4. Что такое константа скорости реакции? От каких факторов зависит её величина?

 

5. Во сколько раз увеличится константа скорости реакции при повышении температуры на 40°, если =3?

 

6. При 20°С скорость некоторой реакции равна 0,1 моль/л. Определите скорость реакции при 70°C, если =2.

 

7. Зависит ли температурный коэффициент скорости реакции от значения энергии активации? Ответ обосновать.

 

8. Чем объясняется повышение скорости реакции при введении в систему катализатора:

а) увеличением средней кинетической энергии молекул;

б) уменьшением энергии активации;

в) возрастанием числа столкновений молекул?

 

9.Какие из перечисленных воздействий приведут к изменению значения константы равновесия химической реакции:

а) изменение температуры;

б) изменение концентраций реагирующих веществ;

в) изменение давления;

г) введение катализатора?

 

10.Составьте математические выражения констант равновесия следующих систем:

а) 4HCl(г) + О2(г) ↔ 2Сl2(г) + 2Н2О(г)

б) 3Fe(к) + 4H2O(г) ↔ Fe3O4(к) + 4H2(г)

 

11. В каком случае можно однозначно сказать, что при одновременном повышении температуры и давления в системе равновесие сместиться влево:

а) 2СО(г) ↔ СО2(г) + С(к); ∆Н0 = -172,5 кДж;

б) Н2(г) + S(к) ↔ Н2S(г); ∆Н0 = -21,0 кДж;

в) 2NO2(г) ↔ 2NO(г) + О2(г); ∆Н0 = +122,4 кДж.

 

12. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе

 

2SO2 + O2 ↔ 2SO3

составили: [SO2]p = 0,04 моль/л; [O2]p = 0,06 моль/л; [SO3]p = 0,02 моль/л.

Вычислите константу равновесия и исходные концентрации диоксида серы и кислорода.

 

ЛИТЕРАТУРА

 

1.Курс общей химии / Под ред. Н.В.Коровина - М.: Высш.шк., 1990.-

446 с.

2.Васильева З.П., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабораторные

работы по общей и неорганической химии,- Л.: Химия, 1986.-

288 с.

3.Кинетика химических реакций. Химическое равновесие: Метод,

указ/ Сост. О.И.Кочеткова; НПИ, Новгород, 1984.- 34 с.


ПРИЛОЖЕНИЕ

 

 

Федеральное агентство по образованию

Новгородский государственный университет имени Ярослава Мудрого

 

Кафедра химии и экологии

 

 

Лабораторная работа

 

Кинетика

 

Отчет

 

 

Работу выполнил студент:

______________________

группа_____

«___»____________200_г.

 

Работу проверил преподаватель:

________________________

«___»____________200_г.

 

Великий Новгород


Цель работы:...................................................................................................

……………………………………………………………………………………………..

……………………………………………………………………………………………..

……………………………………………………………………………………………..

……………………………………………………………………………………………..

……………………………………………………………………………………………..

 

Ход работы







©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.