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.
|