Форма записи результатов опыта

⇐ ПредыдущаяСтр 5 из 23Следующая ⇒

Время от начала опыта, мин	0 t₁	0,5	1	1,5	2	2,5	3	4	5
Температура, ⁰С

Определите по таблице 1 максимальную температуру раствора (t₂) и вычислите разность температур: .

Зная общую массу раствора, равную сумме масс соли (m_СОЛИ) и воды (m_Н₂_О), и приняв его удельную теплоемкость равной теплоемкости воды, т.е. 4,184 Дж/г×град (1 кал/г×град), а плотность равной единице, определите количество теплоты, выделяющейся при растворении безводного сульфата меди в пересчете на 1 моль безводной соли:

,(2)

где m_соли — навеска соли, г;

m_Н₂_О — масса воды, г;

Dt — разность температур в калориметре до и после растворения соли, ⁰С;

М — молярная масса взятой для анализа соли, г/моль.

Опыт № 2

Определение теплоты растворения
кристаллогидрата CuSО₄ × 5Н₂О

Прежде, чем приступить к опыту, рассчитайте, какие массы кристаллогидрата и воды необходимо взять, чтобы процентная концентрация раствора была такой же, что и в опыте № 1.

Например, если в опыте № 1 было взято 2 г безводного сульфата меди, определите, в какой массе кристаллогидрата будет содержаться 2 г безводной соли, пользуясь соотношениями молярных масс солей:

1 моль CuSО₄ × 5Н₂О = 250 г

1 моль CuSО₄ = 160 г

250 г CuSО₄ × 5Н₂О — 160 г CuSО₄

х г CuSО₄ × 5Н₂О — 2 г CuSО₄

m_Н₂_О = 52 — 3 = 49 г.

Налейте рассчитанный объем воды во внутренний сосуд калориметра (2). Кристаллогидрат тщательно разотрите в ступке в порошок и взвесьте на техно-химических весах с точностью до 0,01 г. Измерьте t₁ (см.опыт № 1) и внесите навеску кристаллогидрата во внутренний сосуд калориметра. Перемешивая раствор мешалкой, следите за изменением температуры аналогично тому, как это делалось в опыте №1. Результаты наблюдений занесите в таблицу 2.

Таблица 2

Форма записи результатов опыта

Время от начала опыта, мин	0 t₁	0,5	1	1,5	2	2,5	3	4	5
Температура, ⁰С

Найдите по таблице минимальную температуру раствора (t₂) и вычислите разность температур: . Рассчитайте теплоту растворения кристаллогидрата по формуле (2).

На основании результатов опытов 1 и 2 найдите теплоту гидратации по формуле (1).

Контрольные вопросы

1. Что такое тепловой эффект реакции? В каких единицах он измеряется?

2. Как формулируются закон Гесса и его следствия?

3. Как можно рассчитать тепловой эффект химической реакции, если известны теплоты образования исходных веществ и продуктов реакции?

4. Каковы основные процессы, происходящие при растворении твердого вещества в воде?

5. Что называется теплотой растворения?

6. Что такое теплота гидратации? Как она может быть рассчитана?

Лабораторная работа № 5

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ,

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Теоретическая часть

Скорость химических реакций

Раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций, называется химической кинетикой. В химической кинетике все реакции классифицируют по следующим признакам:

а) по типу механизма:

необратимые, обратимые, последовательные (консекутивные), параллельные;

б) по условиям проведения:

изотермические (при постоянной температуре), неизотермические (программно-регулируемые), адиабатические (тепло не отдается и не поглощается), неадиабатические, изохорные (при постоянном объеме), изобарные (при постоянном давлении);

в) в зависимости от применения катализатора:

каталитические, некаталитические;

г) по фазовому состоянию реагентов системы:

гомогенные, гетерогенные.

Гомогенные реакции протекают во всем объеме, например, реакции между растворенными веществами или газами:

Гетерогенные реакции протекают на поверхности раздела фаз:

Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком. Системы, состоящие только из одной фазы, называются гомогенными, а содержащие две и более фаз — гетерогенными.

Скорость гомогенной химической реакции измеряется изменением концентрации вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции вещества в единицу времени. В химической кинетике концентрацию обычно выражают в моль/л, время в минутах (реже в сек.).

Различают среднюю и истинную скорость реакции. Если в момент времени t₁ концентрация реагирующего вещества была с₁, а в последующий момент времени t ₂ оказалась равной с₂, то отношение:

выражает среднюю скорость реакции за время Dt. Скорость — величина положительная, поэтому перед дробью, выражающей уменьшение концентрации, ставят знак “минус”.

Истинная скорость реакции в данный момент времени определяется как первая производная от концентрации по времени:

Скорость гетерогенной реакции измеряется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени на единице площади поверхности раздела фаз:

где S — площадь поверхности раздела фаз, м².

Основными факторами, определяющими скорость химических реакций, являются:

а) природа реагирующих веществ;

б) концентрация;

в) температура;

г) давление (для реакций с участием газов);

д) присутствие катализатора и др.

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается основным законом химической кинетики — законом действующих масс.

Cкорость гомогенной химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, соответствующие их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Так, в реакции , уравнение для определения скорости реакции примет вид:

где k — коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции (численно равен скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ 1 моль/л); “k” называют еще удельной скоростью. Например, для реакции:

, моль/л×мин.

Применяя закон действующих масс к гетерогенным химическим реакциям, необходимо иметь в виду, что концентрации веществ, находящихся в жидкой и твердой фазах, как правило, постоянны и включаются в константу скорости. Например, для реакции:

где Д — коэффициент диффузии (учитывает скорость подвода кислорода в зону реакции);

S — площадь поверхности раздела фаз.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется приближенным правилом Вант-Гоффа, в соответствии с которым при повышении температуры на каждые 10⁰С скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза. Математически эта зависимость выражается соотношением:

где ϑt₂ и ϑt₁ — скорости реакции соответственно при конечной t₂ и начальной t₁ температурах;

g — температурный коэффициент реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 ⁰С

τ— время

где k_t и k _t+10— константы скорости реакции соответственно при температуре t и t+10^о.

В химической практике удобнее пользоваться продолжительностью (временем) реакции (t):

Константа скорости реакции определяется по уравнению Аррениуса:

где А — предэкспоненциальный множитель (постоянная величина, учитывающая число соударений молекул);

R — универсальная газовая постоянная (R = 8,314 Дж/моль×К);

T — абсолютная температура, К;

е — основание натурального логарифма (е = 2,7);

Еа — энергия активации, кДж/моль.

Еа равна той минимальной энергии, которую необходимо сообщить молекулам реагирующих веществ, чтобы они при столкновении могли вступить в химическое взаимодействие, которое возможно лишь в том случае, если будут преодолены силы отталкивания электронных оболочек молекул. Если Еа<40 кДж/моль, то реакции относятся к категории быстрых, протекающих практически мгновенно (например, ионные реакции). Если Еа>120 кДж/моль, то реакции называются медленными, заметить их протекание чрезвычайно затруднительно. При Eа = 40—120 кДж/моль скорость реакций измерима.

S_а—энтропия активации— учитывает вероятность благоприятной ориентации соударяющихся молекул, т.е. вероятность их столкновения активными участками.

Одним из наиболее распространенных в химической практике способов изменения скорости химических реакций является катализ.

Катализом называется явление изменения скорости реакции в присутствии катализатора.

Катализаторы — это вещества, которые изменяют скорость химического процесса, оставаясь к концу реакции неизменными по химическому составу и количеству. Катализаторы, увеличивающие скорость реакции, называются положительными, а уменьшающие — отрицательными (ингибиторами). Сущность действия положительного катализатора на скорость химического процесса заключается в изменении механизма реакции и уменьшении энергии активации.

Катализ может быть гомогенным (реагенты и катализатор находятся в одной фазе) и гетерогенным (катализатор и реагенты находятся в разных фазах).

2. Химическое равновесие

Многие химические реакции протекают до конца, т.е. исходные вещества целиком превращаются в конечные продукты.

Например, хлорат калия (бертоллетова соль) при нагревании разлагается с образованием следующих продуктов:

В то же время обратное получение хлората калия из хлорида калия и кислорода в указанных условиях невозможно. Подобные реакции называются необратимыми. Однако, существуют реакции, которые при определенных условиях одновременно протекают в двух противоположных направлениях. Такие реакции называются обратимыми. Например:

В обратимых реакциях одновременно с уменьшением скорости прямой реакции растет скорость обратной (вследствие накопления продуктов реакции). Когда обе скорости становятся одинаковыми (V_пр=V_обр), устанавливается подвижное химическое равновесие. Химическое равновесие — равновесие динамическое: в данных условиях непрерывно протекают две противоположно направленные реакции, концентрации же реагирующих веществ остаются неизменными. Например, в обратимой химической реакции:

скорости прямой (V₁) и обратной (V₂) реакций равны:

При равновесии:

, или

где [ ] - обозначена равновесная концентрация вещества.

Поскольку k₁ и k₂ при данной температуре постоянны, то будет постоянным и их отношение. Обозначив его через К_р, получим:

Постоянная К_р называется константой химического равновесия, которая зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации и присутствия катализатора. Состояние химического равновесия существует при строго определенных условиях (концентрации, температуре, давлении). При изменении одного из этих условий равновесие нарушается.

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации, температуры или давления определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии устойчивого химического равновесия, подействовать извне (т.е. изменить температуру, концентрацию или давление), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет произведенное воздействие.

В соответствии с принципом Ле Шателье:

а) при увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции;

б) при повышении давления (для газов и паров) равновесие смещается в сторону той реакции, которая сопровождается уменьшением давления системы (в сторону образования меньшего числа молекул газообразных веществ) и наоборот;

в) при повышении температуры равновесие смещается в сторону протекания эндотермического процесса (DН>0), а понижение температуры вызовет смещение равновесия в сторону экзотермической реакции (DH<0).

Например,

, DН = — 92 кДж.

Эта реакция экзотермическая (протекает с выделением тепла).

При увеличении в системе концентрации водорода или азота (или обоих газов одновременно) равновесие смещается вправо, т.к. эта реакция уменьшает концентрацию исходных веществ (т.е. противодействует произведенному воздействию на систему). При уменьшении концентрации исходных веществ равновесие смещается влево, т.е. в сторону образования водорода и азота.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону реакции, идущей с поглощением тепла (эндотермической), т.е. влево, а при понижении температуры — вправо.

При повышении давления равновесие смещается в сторону реакции, протекающей с понижением давления (с уменьшением числа молекул газообразных веществ), т.е. вправо и наоборот.

Экспериментальная часть

Цель работы: изучить влияние различных факторов на скорость гомогенных и гетерогенных химических реакций и химическое равновесие.

Опыт № 1

Дата добавления: 2019-09-13; просмотров: 200; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 2 3 456 7 8 9 10 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!