На бирже курсовых и дипломных проектов можно найти образцы готовых работ или получить помощь в написании уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ, диссертаций, рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Повышение уникальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение уникальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения уникальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии и при повышении уникальности не вставляет в текст скрытых символов, и даже если препод скопирует текст в блокнот – не увидит ни каких отличий от текста в Word файле.

Результат поиска


Наименование:


лабораторная работа Химическая кинетика и химическое равновесие.

Информация:

Тип работы: лабораторная работа. Добавлен: 26.04.2012. Сдан: 2011. Страниц: 9. Уникальность по antiplagiat.ru: < 30%

Описание (план):


ЛАБОРАТОРНАЯ  РАБОТА № 4
Химическая  кинетика и химическое равновесие.
I. Разделы курса,  необходимые для  подготовки к лабораторной  работе.
      Понятие о системе. Гомогенные и гетерогенные системы. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакций. Закон действующих масс. Кинетические уравнения химических реакций. Константа скорости химической реакции. Энергетические диаграммы химических процессов. Энергия активации. Зависимость константы скорости реакции от энергии активации (уравнение Аррениуса). Влияние температуры на скорость реакции (правило Вант-Гоффа). Температурный коэффициент реакции. Катализ. Катализаторы и ингибиторы. Химическое равновесие. Кинетическое и термодинамическое условия химического равновесия. Константа химического равновесия. Факторы, способствующие смещению химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
   II. Теоретическая часть.
     Химическая  кинетика - раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических процессов, а также их зависимость от различных факторов. Изучение кинетики химических реакций позволяет, как  определять механизмы  химических процессов, так и управлять химическими процессами при их практической реализации.
     Любой химический процесс представляет собой  превращение реагентов в продукты реакции:
     реагенты > переходное состояние> продукты реакции 

     Реагенты (исходные вещества) - вещества, вступающие в процесс химического взаимодействия.
  Продукты реакции - вещества, образующиеся в конце процесса химического превращения. В обратимых процессах продукты прямой реакции являются реагентами обратной реакции.
     Необратимые реакции - реакции, протекающие при данных условиях только в одном направлении (обозначают знаком >).
     Например:
CaCO3  > CaO + CO2 ^
      Обратимые реакции - реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (обозначают знаком обратимости         ).  Например:
H2  + I2           2HI
     В зависимости от фазового состояния  реагирующих веществ различают  два типа химических реакций: гомогенные и гетерогенные.
     Фазой называется часть системы, отличающаяся по своим физическим и химическим свойствам от других частей системы и отделенная от них поверхностью раздела.
     Системы, состоящие из одной фазы, называются гомогенными системами, из нескольких фаз – гетерогенными. Соответственно реакции, в которых взаимодействующие вещества находятся в одной фазе, называются гомогенными реакциями. Взаимодействие веществ в таких реакциях происходит по всему объёму реакционного пространства.
     К гетерогенным реакциям относят реакции, протекающие на границе раздела фаз. В гетерогенной системе реакция всегда происходит на поверхности раздела двух фаз, так как только здесь молекулы различных фаз могут сталкиваться между собой.
     Количественной мерой интенсивности протекания химического процесса служит скорость химической реакции.
     В общем случае под скоростью химической реакции понимают число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице реакционного пространства.
     Для гомогенных реакций скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице объема. Для гетерогенных реакций  реакционным пространством является  поверхность, на которой протекает реакция и скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени на единице площади поверхности.
     Скорость  химической реакции зависит от целого ряда факторов:
•   природы  реагирующих веществ;
•   концентрации реагирующих веществ;
•   давления (для газовых систем);
•   температуры  системы;
•   площади  поверхности (для гетерогенных систем);
•   наличия  в системе катализатора и других факторов.
     Так как каждое химическое взаимодействие является результатом столкновения частиц, то увеличение концентрации (числа частиц в заданном объеме) приводит к более частым их столкновениям, и как следствие, к увеличению скорости реакции. Зависимость скорости химических реакций от молярных концентраций реагирующих веществ описывается основным законом химической кинетики — законом действующих масс.
     Закон действующих масс гласит: скорость элементарной химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, в степенях, равных их  стехиометрическим коэффициентам.    
Уравнение, выражающее зависимость скорости реакции  от концентрации каждого вещества, называют кинетическим уравнением реакции.  
    В общем случае, если в элементарную реакцию вступают одновременно  т молекул вещества А и n молекул вещества В:
mА + nВ = С,
то уравнение  для скорости реакции (кинетическое уравнение) имеет вид:
, где

    k  — коэффициент пропорциональности, который называется  
             константой скорости химической реакции;
   [А]  — молярная концентрация вещества А;
         [B]  — молярная концентрация вещества B;
      m и n — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
     Для гетерогенных реакций  концентрация твердой  фазы в выражение  для скорости химической реакции не включается.
       Например, в реакции: 
С(т) + 2H2(г)
CH4(г)

согласно закону действующих масс, скорость реакции получения метана определяется только концентрацией водорода, а площадь поверхности твердого углерода учитывается константой скорости химической реакции k:
                

      Если  реакция протекает в газовой  фазе, то существенное влияние на ее скорость оказывает изменение давления в системе. Так как изменение давления в газовой фазе приводит к пропорциональному изменению концентрации. Так, увеличение давления приводит к пропорциональному росту концентрации, а уменьшение давления, соответственно, снижает концентрацию газообразного вещества.
  Изменение давления практически не влияет на концентрацию жидких и твердых веществ (конденсированное состояние вещества) и не оказывает влияния на скорость реакций, протекающих в жидкой или твердой фазах.
     Химические  реакции, осуществляется за счет соударения частиц реагирующих веществ. Однако, далеко не всякое столкновение частиц реагентов является эффективным, т.е. ведет к образованию продуктов реакции. Только частицы, обладающие повышенной энергией – активные частицы, способны осуществить акт химической реакции. При столкновении активных молекул вначале образуется т.н. активированный комплекс, внутри которого и происходит перераспределение атомов. Энергия, необходимая для возбуждения молекул реагирующих веществ до энергии активированного комплекса, называется энергией активации Еа.
       С повышением температуры увеличивается  кинетическая энергия частиц  и увеличивается число активных, следовательно, возрастает скорость  химических процессов.
     Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант - Гоффа: при повышении температуры на каждые 100С скорость химической реакции возрастает в два - четыре раза.
, где
 

    V – скорость реакции при начальной температуре системы t1
    V2 – скорость реакции при конечной температуре системы t2
?   –  температурный коэффициент  реакции, равный примерно 2?4.
     Знание  величины температурного коэффициента ? дает возможность рассчитать изменение скорости реакции при увеличении температуры на некоторое число градусов от Т1 до Т2 . В этом случае можно использовать формулу:

      Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции. Они вступают во взаимодействие с реагентами с образованием промежуточного химического соединения и освобождается в конце реакции. Влияние, оказываемое катализаторами на химические реакции, называется катализом.
     Промежуточное взаимодействие катализатора с реагентами, направляет процесс на новый путь, характеризующийся более низким энергетическим барьером. Таким образом, механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений.
     Вещества, повышающие активность катализатора называют промоторами (или активаторами) При этом, промоторы могут сами и не обладать каталитическими свойствами.
     Каталитические  яды — посторонние примеси в реакционной смеси, приводящие к частичной или полной потере активности катализатора.
     Биохимические реакции в растительных и животных организмах ускоряются биохимическими катализаторами — ферментами.
     Резко замедлить протекание нежелательных  химических процессов можно при  добавлении в реакционную среду  специальных веществ - ингибиторов. Например, для торможения нежелательных процессов коррозионного разрушения металлов, широко используются различные ингибиторы коррозии металлов.
Химическое  равновесие
     Наряду  с практически необратимыми химическими  реакциями:
Cu(OH)2
CuO + H2O ;

СaCl2 + 2AgNO3 = Ca(NO3)2 + 2AgCl и др.
известны  многочисленные процессы, в которых химическое превращение не доходит до конца, а возникает равновесная смесь всех участников и продуктов реакции, находящихся как в левой, так и в правой частях стехиометрического уравнения реакции. Так, при стандартных условиях обратимой является система:
2NO2(г)
N2O4(г)

     Для некоторого обратимого химического  процесса, имеющего вид:
mA + nB
pC + qD

согласно закону действующих масс значения скоростей для прямой (Vпрям.) и обратной (Vобр.) реакций можно описать следующими кинетическими уравнениями:

, где

k прям. и  k обр. -  константы скорости, соответственно,
             прямой и обратной   реакций. 

  В начальный момент времени концентрации исходных веществ [A] и [B], а, следовательно, и скорость прямой реакции имеют максимальное значение. Концентрации продуктов реакции [С] и [D]  и скорость обратной реакции в начальный момент  равны нулю. В ходе реакции концентрации исходных веществ уменьшаются, что приводит к снижению скорости прямой реакции. Концентрации же продуктов реакции, а, следовательно, и скорость обратной реакции возрастают. Наконец, наступает момент, при котором скорости прямой и обратной реакций становятся равными.
     Состояние системы, при котором Vпрям. = Vобр.     называется химическим равновесием. Равенство скоростей прямой и обратной реакций является кинетическим условием химического равновесия. Термодинамическим условием химического равновесия является условие ?G=0
     В обратимой системе, находящейся  в состоянии равновесия, концентрации всех участников процесса называются равновесными концентрациями. При этом постоянно и с одинаковой скоростью протекают как прямая, так и  обратная реакции и установившиеся при этом концентрации не меняются.
     Выражение для константы химического равновесия- количественной характеристики химического равновесия, можно вывести, используя соответствующие кинетические уравнения. Так
для реакции: mA + nB pC + qD, находящейся в состоянии равновесия,
Vпрям. = Vобр.

     Так как константы скоростей  реакций  при фиксированной температуре  постоянны, то будет постоянным и  отношение,

называемое  константой химического равновесия. Приравнивая правые части кинетических уравнений для прямой и обратной реакций можно получить:

где  Kр - константа химического равновесия, выраженная через равновесные концентрации участников реакции.
     Константа химического равновесия представляет собой отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях стехиометрических коэффициентов. Например, для обратимой реакции:
2NO2(г)
N2O4(г)

выражения для  константы равновесия  имеет вид:

     Если  в процессе химического превращения  участвуют две или несколько  фаз, то в выражении для константы  равновесия следует учитывать только те из них, в которых происходят изменения концентраций реагентов. Например, в выражение для  константы равновесия для системы:
                  CaCO3(т)
                  CaO(т) + CO2(г)

твердые вещества не включаются;
Кр = [CO2]
     Если  внешние условия химического процесса не изменяются, то состояние химического равновесия может сохраняться сколь угодно долго. Изменением условий проведения реакции (температуры, давления, концентрации) можно добиться смещения или сдвига химического равновесия в требуемом направлении. Смещение равновесия вправо приводит к увеличению концентрации веществ, формулы которых находятся в правой части уравнения. Смещение равновесия влево будет приводить к увеличению концентрации веществ, формулы которых находятся слева. При этом система перейдет в новое состояние равновесия, характеризующееся другими значениями равновесных концентраций участников реакции. 

     Смещение  химического равновесия, вызванное изменением условий, подчиняется правилу, сформулированному в 1884 году французским физиком А. Ле  Шателье (принцип Ле  Шателье).
     Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, например, изменить температуру, давление или концентрации реагентов, то равновесие сместится в направлении той реакции,  которая ослабляет оказываемое воздействие.
     Согласно  принципу Ле Шателье  увеличение концентрации любого из участников реакции вызывает смещение равновесия в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению концентрации этого вещества.
     Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:
    при повышении концентрации одного из исходных веществ возрастает скорость прямой реакции и равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции, и наоборот;
    при повышении концентрации одного из продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции, что приводит к смещению равновесия в направлении образования исходных веществ и наоборот.
 
   Например, если в равновесной системе:
SO2(г) + NO2(г)
SO3(г) + NO(г),

увеличить концентрации SO2 или NO2, то, в соответствии с законом действующих масс, возрастет скорость прямой реакции. Это приведет к смещению равновесия вправо, что обусловит расходование исходных веществ и увеличение концентрации продуктов реакции. Установится новое состояние равновесия с новыми равновесными концентрациями исходных веществ и продуктов реакции. При уменьшении концентрации, например, одного из продуктов реакции система отреагирует таким образом, чтобы концентрацию продукта увеличить. Преимущество получит прямая реакция, приводящая к увеличению концентрации продуктов реакции.
      Согласно  принципу Ле Шателье повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону образования меньшего количества газообразных частиц, т.е. в сторону меньшего объема. Например, в обратимой реакции:
2NO2(г)
2NO(г) + O2(г)

из 2 моль NO2 образуется 2 моль NO и 1 моль O2. Стехиометрические коэффициенты перед формулами газообразных веществ указывают, что протекание прямой реакции приводит к увеличению числа моль газов, а протекание обратной реакции, наоборот, уменьшает число моль газообразного вещества. Если на такую систему оказать внешнее воздействие путем, например, путем увеличения давления, то система отреагирует таким образом, чтобы это воздействие ослабить. Давление может снизиться, если равновесие данной реакции сместиться в сторону меньшего числа молей газообразного вещества, а, значит, и меньшего давления. При повышении
     Наоборот, понижение давления в этой системе приведет к смещению равновесия вправо - в сторону разложения NO2, что приведет к повышению давления в системе.
     Если  число моль газообразных веществ  до и после реакции остается постоянным, т.е. объем системы не меняется, то изменение давления одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций, и не оказывает влияния на состояние химического равновесия.
H2(г) + Cl2(г)
2HCl(г),

     Число моль газов в результате реакции  остается постоянным, давление в системе  не меняется. Равновесие в данной системе  не смещается.
     В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому. Так в реакции синтеза аммиака прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая.
N2(г) + 3H2(г)   
   2NH3(г) + Q (- ?H)

     При изменении температуры изменяются скорости как прямой, так и обратной реакций, однако, изменение скоростей происходит не в одинаковой степени. В соответствии с уравнением Аррениуса в большей степени на изменение температуры реагирует эндотермическая реакция, характеризующаяся большим значением энергии активации. Следовательно, для оценки влияния температуры на направление смещения химического равновесия необходимо знать тепловой эффект процесса.
     Согласно  принципу Ле Шателье повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. При понижении температуры равновесие смещается в направлении экзотермической реакции.
     Таким образом, повышение температуры в реакции синтеза аммиака приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т.е. влево. Преимущество получает обратная реакция, протекающая с поглощением тепла. 

     Введение  катализатора в равновесную смесь в одинаковой мере снижает энергию активации как для прямой, так и для обратной реакции и одинаково ускоряет обе реакции.
     Катализатор не влияет на смещение равновесия
     Тем не менее, роль катализатора в обратимых  реакциях очень велика. Катализатор  позволяет ускорить наступление  химического равновесия и получить то же количество вещества, но за более  короткий срок.
 

II. Вопросы  и упражнения.
  1. Напишите кинетические уравнения  для  следующих реакций:
  а) 2СО(г.) + О2(г.) > 2СО2(г.)      б) С(тв.) + СО2(г.) > 2СО(г.)
  в) СаСО3(тв) > СаО(тв) + СО2(г.) г)СН4 (г)+2О2 (г)> СО2 (г) + 2 Н2О(г)
  Какие из вышеперечисленных реакций относятся  к гомогенным, какие – к гетерогенным?
  2. Во сколько раз изменится скорость  прямой и обратной реакции  в системе:
  2SО2(г.) + О2(г.)
2SО3(г.),

  если  объем газовой смеси уменьшить в 3 раза?
  3. Как изменится скорость реакции 
  2NO (г) + O(г) >® 2 NO(г) если:
    а) увеличить давление в системе в 2 раза,
    б) уменьшить объем системы  в 2 раза,
    в) повысить концентрацию NO в 2 раза,
    г) повысить концентрацию О2 в 2 раза?
  4. Температурный коэффициент реакции  равен 3. Во сколько раз увеличится  скорость реакции при увеличении  температуры на 40о?
  5. При увеличении температуры на 800, скорость реакции возросла в 256 раз. Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции.
6. Повышение температуры сместит равновесие вправо в системах:
        2SO3 2SO+  O?H >  0
          2H2 + O2 2H2Oпар    ?Н < 0
          2NO N+  O2            ?Н < 0
        2NH3 N2 + 3H2           ?H >  0
  7. В каком направлении сместится равновесие следующих реакций:
  2 СО(г) + О2 (г) 
«  2 СО2 (г)        ?Н < 0
  СаСО3 (тв) 
«  СаО(тв) + СО      ?H >  0
  N2(г) + 3H2(г) 
«  2 NH3(г)        ?H < 0
  2Mg  + O2(г) 
«  2MgO           ?H < 0
         а) при понижении температуры?      
         б) при повышении давления?
8. Как следует изменить температуру и давление в системе
3O2
2O3 ?H >  0,

чтобы равновесие сместилось в сторону  образования кислорода?
 

         III. Экспериментальная часть.
1. Влияние различных  факторов на скорость  химической реакции.
  В результате реакции раствора тиосульфата натрия с раствором серной кислоты в качестве одного из продуктов реакции образуется сера, вызывающая помутнение реакционной смеси:
Na2S2O3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + SO2 + S?
Время от начала реакции до начала появления серы (помутнения раствора), а, следовательно, и условная скорость реакции, зависит от концентрации реагирующих веществ и температуры реакции.
а) Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
      В соответствии с данными таблицы 1, в три градуированные пробирки с номерами 1, 2 и 3 налейте соответственно 1, 2 и 3 мл раствора тиосульфата натрия. Затем доведите объемы во всех пробирках до трех миллилитров, добавив в первую пробирку 2 мл дистиллированной воды, а во вторую 1 мл воды. В четвертую пробирку налейте 1 мл раствора серной кислоты.
       В каждую из пробирок поочередно добавьте по 1 мл раствора серной кислоты и определите время до начала помутнения раствора.
       На  основании полученных данных заполните  таблицу 1.
Таблица 1.
Зависимость скорости реакции  от концентрации реагирующих веществ.
 
Номер опыта
Объем, мл Условная концентрация
Сусл.(Na2S2O3)
Время до появления
серы, (t), с
Условная скорость
реакции,
Vусл.= (1/t)
 
Na2S2O3
 
H2O
1 1,0 2,0 1    
2 2,0 1,0 2    
3 3,0 - 3    
 
      Постройте график зависимости условной скорости реакции от условной концентрации Na2
и т.д.................


Перейти к полному тексту работы


Скачать работу с онлайн повышением уникальности до 90% по antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru


Смотреть полный текст работы бесплатно


Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.