Kiirus ja tasakaal. Labori töö 3 Vene keeles (0)

Опыт  1 
Влияние изменения концентрации веществ на равновесие  
Цель работы: 
Вияснить как изменение концентрации веществ влияет на равновесие 
Введение: 
Используемый Теоритический Материал: 
Определения и формулы: 
Химическое 
равновесие — 
состояние химической системы, 
в 
котором обратимо протекает 
одна 
или 
несколько химических 
реакций, 
причём скорости в  каждой  паре  прямая-обратная  реакция  равны  между  собой.  Для 
системы, 
находящейся 
в 
химическом 
равновесии, концентрации реагентов, температура и  другие  параметры  системы  не 
изменяются со временем. 
аА + bВ ⇄ сС + dD 
Константа  равновесия —  величина,  определяющая  для  данной химической 
реакции соотношение 
между 
термодинамическими активностями (либо, 
в 
зависимости 
от 
условий 
протекания 
реакции, парциальными 
давлениями, концентрациями) 
исходных 
веществ 
и 
продуктов 
в 
состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). 
Формула:  
Кр =                  
              
[A]…. [D] – концентрация веществ А ... D при равновесии, моль/дм3 
a, b, c, d – коэффициэнты из уровнения реакции 
Используемые вещества и реактивы: 
Раствор FeCl3, раствор NH4SCN 
Оборудование: 
Четыре мерных стакана 
Ход работы: 
FeCl3(aq) + 3NH4SCN(aq)  ⇄  Fe(SCN)3(aq) + 3NH4Cl(aq) 
Кр =                            
                      
 
- 2 - 
 
Сначала в теории оцениваю куда сдвинется равновесие реакции: 
a)  при  увеличении  концентрации  FeCl3,    равновесие  сдвинется  в  сторону 
продуктов реакции 
b)  при  увеличении  концентрации  NH4SCN,  равновесие  сдвинется  в  сторону 
продуктов реакции 
c)  при  увеличении  концентрации   NH4Cl ,  равновесие  сдвинется  в  сторону 
исходных веществ 
Далее прослеживаю сдвиг равновесия опытным путем. Для этого наливаю в стакан 
20 мл дистиллированной воды и добавляю одну каплю насыщенного раствора FeCl3  
и  каплю  раствора  NH4SCN,  тщательно  перемешиваю  и  поровону  разделяю 
полученный красный раствор на 4 стакана: 
   
I.  стакан – сравнение 
II.  стакан  –  2  капли  FeCl3    -  раствор  стал  более  интенсивно 
красным,  что  свидетельствет  об  образовнии  большего 
количества 
Fe(SCN)3, 
следовательно 
равновесие 
сдвигается в сторону продуктов реакции. (Рис.1) 
 
Рис. 1 
III.  стакан  –  2  капли  NH4SCN  –  раствор  так  же  стал  более 
красным, но при сравнениее с раствором, в который  мы 
добавляли FeCl3, раствор все же не много тускне.   (Рис. 2, 
слева NH4SCN, справа FeCl3 ) 
 
 
Рис. 2 
IV.  стакан  –  твердый   NH4Cl   –  раствор  становится  более 
светлым,  что  свидетельствует   о  образовании  исходных 
 
веществ. (Рис. 3) 
 
 
 
Рис. 3 
Вывод: 
Из проделанного опыта, можно утверждать, что при добавления исходных веществ, 
равновесие  будет  смещаться  в  сторону  продуктов  реакции,  а  при  добавлении 
продуктов реакции, в стророну исходных веществ. 
 
 
 
 
- 3 - 
 
Опыт  2 
Зависимость  скорости  реакции  от  концентрации  исходных  веществ  и 
температуры 
Цель работы: 
Выяснить  зависимость  скорости  реакции  от  концентрации  исходных  веществ  и 
температуры. 
Используемый Теоритический Материал: 
Определения и формулы: 
Скорость  химической  реакции —  изменение  количества  одного  из  реагирующих 
веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. 
Для элементарных реакций показатель степени при значении концентрации 
каждого вещества часто равен его стехиометрическому коэффициенту, для сложных 
реакций это правило не соблюдается. Кроме концентрации на скорость химической 
реакции оказывают влияние следующие факторы: 
  природа реагирующих веществ, 
  наличие катализатора, 
  температура (правило Вант-Гоффа), 
  давление, 
  площадь поверхности реагирующих веществ. 
Правило  Вант-Гоффа —  эмпирическое  правило,  позволяющее  в  первом 
приближении  оценить  влияние  температуры  на  скорость  химической  реакции  в 
небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). 
Правило:  При  повышении  температуры  на  каждые  10  градусов  константа 
скорости  гомогенной  элементарной  реакции  увеличивается  в  два —  четыре 
раза. 
Формула: 
 
 
Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле: 
 
Катализатор — химическое  вещество, ускоряющее  реакцию,  но  не  входящее  в 
состав продуктов реакции. Количество катализатора, в отличие от реагентов, после 
реакции не изменяется. 
Используемые вещества и реактивы: 
1% - ый раствор Na2S2O3,  1% - ый раствор H2SO4 
- 2 - 
 
Оборудование 
Бюретки  ,  комплект  пробирок  (8  шт.),  резиновая  пробка,  промывные  бутылки, 
стакан, термометр, электроплитка. 
Ход работы: 
Зависимость  скорости  реакции  от  концентрации  реагирующих  веществ  и 
температуры  хорошо  наблюдать  на  примере  взаимодействия  серной  кислоты  и 
тиосульфата натрия: 
Na2S2O3  +  H2SO4       Na2SO4  +  H2O  +  SO2  +  S 
2.1 Зависимость скорости реакции от конценрации исходных веществ 
Делю  8  пробирок,  на  четрые  пары  и  в  одну  пробирку  из  каждой  пары  добавляю 
раствор  серной  кислоты  и  в  другую  раствор  тиосульфата  натрия,  концентрация 
которого  меняется  от  пары  к  паре.  Сначала  заполняю  четыре  пробирки  раствором 
серной  кислоты  объем  6  мл,  а  растворы  тиосульфата  натрия  различной 
концентрации, которую можно увидеть из таблицы: 
Таблица №1 
пара 
Объем 
Объем H2O  относительная 
Время 
Скорость 
пробирок 
Na2S2O3 
концентрация 
реакции 
Na2S2O3 
τ мин 
v = 1/ τ мин -1 
1 
6 
0 
6 
0,59 
1,69 
2 
4 
2 
4 
1,12 
0,89 
3 
3 
3 
3 
1,49 
0,67 
4 
2 
4 
2 
2,48 
0,40 
1,8
1,6
1,4
1,2
1
0,8
0,6
0,4
0,2
0
0
1
2
3
4
5
6
7
 
 
- 3 - 
 
2.2 Зависимость скорости реакции от температуры 
После  того  как  я  тщательно  промыла  пробирки  после 
предидущего  опыта,  снова  разделила  их  на  4  чары,  и 
отмаркировала  их  разным  способом.  Одну  пробирку 
каждой  пары запонила  4мл раствора  серной  кислоты, а 
другую  4  мл  Na2S2O3.    Затем  создала  такую  же 
конструкцию, какая показана на Рис.1 
Опыт  проводился  при  температурах  30°С,  40°С,  50°С  и 
60°С. 
После того , как термометр показал что темература воды 
~  32  °С  ,  я  достала  две  первых  пробирки,  спешала,  и 
поместила обратно в темлую воду, полученные данные о 
времени  занесла  в  таблицу  №2.  Со  всеми  остальными 
пробирками проделала туже манипуляцию, но при разной температуре разумеется. 
пара пробирок  
температура (t) 
время (τ) 
скорость (V) 
1 
30°С 
0,42 
2,38 
2 
40°С 
0,21 
4,76 
3 
50°С 
0,13 
7,69 
4 
60°С 
0,08 
12,5 
температура (t) 
14
12
10
 
8
ni
 mv 6
4
2
0
t °C 
 
Нахождение среднего температурного фактора (γ) 
 
1)  γ1 = (4,76/2,38)10/(40-30) = 2 
2)  γ2 = (7,69/4,76)10/(50-40) = 1,6 
3)  γ3 = (12,5/7,69)10/(50-60) = 1,63 
4)  γс = 2+1,6+1,63/3 = 1,74 ~ 2 
 
- 4 - 
 
Вывод 2.1: При повышении концентрации хотя бы одного из реагирующих вещест, 
скорость  реакции  возростает.  В  нашем  случае,  мы  увеличивали  концентрацию 
тиосульфата  натрия,  и  по  графику  видно,  что  при  наибольшей  концентрации  и 
скорость было самой большой. 
Вывод  2.2:  При  повышенни  температуры  минимум  на  10  градусов  ,  скорость 
реакции возростает как минимум в двое (правило Вант-Гоффа):  
γс = 2+1,6+1,63/3 = 1,74 ~ 2 
 
 
 
 
 
 
 
- 5 -