Отчет по лабораторної роботі Термодинамика

1. Теоретична часть.

Розділ хімії, вивчав швидкість і механізм перебігу физикохімічних процесів, називається хімічної кінетикою. Кінетика дозволяє з’ясувати реальні механізми перебігу процесів. У хімічної кінетиці розрізняють гомогенні і гетерогенні процессы.

Гомогенні процеси протікають в усьому обсязі, і реагують речовини перебувають у однієї фазі. І тут молекули реагують речовин перебувають у однакових умов. Гетерогенні процеси протікають за українсько-словацьким кордоном розділу фаз.

Швидкістю фізико-хімічного процесу називається зміна кількості реагують речовин, у одиницю часу у одиниці реакційного простору. Реакційним простором в гомогенної системі служить обсяг судини, в якому розгортається взаємодія, в гетерогенної - поверхню розділу фаз. Формули для середніх швидкостей цих процесів мають вид:

(n.

(n.

Vгом=(———-; Vгетер=(——-;

((n.

P.S ((де, (n = n2 — n1, ((= (2 — (1. n2 і n1 — кількість молей мінливого у реакції речовини в моменти часу (2 і (1. (- обсяг реакційного простору, P. S — площа кордону розділу двох сред.

Швидкість фізико-хімічних процесів величина позитивна, тому перед дробом ставлять знак (. Вимірюється: моль/л*с, моль/мІ*с.

Кількість речовини віднесене до займаному обсягу є мольная концентрація. Тобто. швидкість гомогенної реакції є зміна концентрації однієї з реагують речовин, у еденицу времени:

C2 — C1.

(C.

Vгом = (———- = (——;

(2 — (1 ((.

Швидкість реакції залежить від природи реагують речовин, їх концентрації, температури, тиску, присутності системі католизаторов і т.д.

Закон дії мас: швидкість гомогенної хімічної реакції при постійної температурі прямо пропорційна твору концентрації реагують речовин, взятих у ступенях, рівних стехиометрическим коефіцієнтам в рівнянні реакций.

Правило Вант-Гоффа: зі збільшенням температури на кожні 10(швидкість хімічної реакції зростає у 2−4раза. де Vt1 і Vt2 — швидкості реакції відповідно при кінцевої t2 і початковій t1 температурах,? — температурний коефіцієнт швидкості (від 2 до запланованих 4), що складає, скільки раз зростає швидкість реакції на підвищення температури реагують речовин на 10(. Однією з найпоширеніших засобів зміни швидкості є каталіз. Каталіз то, можливо гомогенним (реагенти і каталізатор лише у фазі) і гетерогенным (реагент і каталізатор у різних фазах).

Усі фізико-хімічні процеси можна розділити на оборотні і необратимые.

Стан процесу, у якому швидкості прямий і зворотної реакції рівні, називається хімічним равновесием.

Для оборотного реакції: aA + bB (cC + dD, може рівноваги виконується следущее соотношение:

CC * CD PC * PD.

KC = ————- чи Kp = ———-;

CA * CB PA * PB.

Где CA, CB, CC, CD (PA, PB, PC, PD) — концентрації (парциальные тиску) реагують речовин; a, b, з, d — стехиометрические коефіцієнти; До — константа рівноваги, відбита у концентрацію чи тиск. (причому Kp = KC (R T), де (n = c+d -a- b).

Напрям усунення хімічного рівноваги за зміни умов визначається принципом Ле — Шателье: якби систему, розташовану за стані рівноваги, виявляється вплив (змінюються концентрація, температура тиск), воно сприяє тієї з цих двох протилежних реакцій, яка послаблює це воздействие.

1. Практична часть.

Мета роботи: вивчити вплив різних чинників на кінетику і рівновагу фізико-хімічних процессов.

2.1 Залежність швидкості реакції від концентрації реагують веществ.

2.1.1 Опис ходу работы.

Використовуючи мірний циліндр в розмірі 5 позначених пробірках створюємо різні концентрації розчину Б (досягається шляхом розведення розчину Б різним кількістю води (див. дані в таблиці 1)). Далі в пропорції 1:1 (по 20 крапель) змішуємо розчин Проте й розчин з 1 пробірки. У час зливу засікаємо час початку досвіду на секундомере. У час появи синьої забарвлення фіксуємо момент завершення досвіду. До кожного варіанта концентрації розчину Б проводимо свій досвід минулого і дані заносимо в таблицу.

2.1.2 Дані опыта.

Таблица1.

|№ |Обсяг, мл |Относительная|Время |Відносна | | | |концентрація |t, с |швидкість | | | |розчину Б | |реакції v=1/?,| | | |(нормальність| |с-1 | | | |) | | | | |Розчин |Дистилли| | | | | |Б |рованная| | | | | | |вода | | | | |1 |10 |0 |0,02 |6.8 |0.15 | |2 |10 |5 |0,0133 |10 |0.1 | |3 |10 |10 |0,01 |12 |0.083 | |4 |10 |15 |0,008 |16.9 |0.059 | |5 |10 |20 |0,0066 |22 |0.045 |.

2.1.3 Розрахунок і аналіз експериментальних данных.

Уравнение реакции:

2KIO3+5Na2SO3+H2SO4=I2+5Na2SO4+K2SO4+H2O или.

2IO3-+5SO32-+2H+=I2+5SO42-+H2O [pic].

Рис1.График залежності швидкості перебігу реакції від концентрації реагують веществ.

2.1.4.Выводы.

З графіка видно, що швидкість є функцією концентрації реагують речовин. Це випливає з те, що реагують ті молекули, які зіштовхуються. Тому, що більше концентрація (і отже ймовірність зіткнення молекул) реагентів, то вище швидкість перебігу реакции.

2.2 Залежність швидкості реакції від температуры.

2.2.1 Опис ходу работы.

У одну пробірку вміщено 20 крапель розчину щавлевої кислоти. У інший — 20 крапель перманганату калію, 20 крапель концентрованої сірчаної кислоти (пробірка охолоджується під струменем холодної води). Обидві пробірки і термометр вставляються в отвір кришки, якої закритий хімічний склянку, наповнений водою (пробірки і термометр нічого не винні стосуватися дна склянки). Після цього склянку ставиться на електроплитку і вода нагрівається до температури 30*С. Потім вміст пробірки з перманганатом калію обертається пробірку зі щавлевої кислотою, яка залишається у склянці. Одночасно включається секундомір і вимикається лише за повному обесцвечивании розчинів. Потім досвід повторюється при високих температурах 40(, 50(і 60(С. Дані заносять у таблицу.

2.2.2. Дані опыта.

Уравнение реакции:

5H2C2O+ 2KMnO4+3H2SO4=10CO2+2MnSO4+K2SO4+8H2O или.

5H2C2O4+2MnO4-+6H+=10CO2+2Mn2++8H2O.

Таблиця 2.

|№ |Температура t, oC |Час вимагає від начала|Относительная | | | |реакції до |швидкість реакції | | | |кінця |v=1/?, с-1 | |1 |30 |30 |0.033 | |2 |40 |9 |0.111 | |3 |50 |7 |0.142 | |4 |60 |3 |0.333 |.

[pic].

2.2.3 Розрахунок і аналіз експериментальних данных.

Рис 2. Графік залежності швидкості перебігу реакції від температуры.

2.2.4 Выводы.

З аналізу даних можна зрозуміти, що швидкість фізико-хімічного процесу безпосередньо залежить від температури. Підвищення температури тягне у себе зростання числа активних молекул, які мають надлишкової енергією. Надлишкова енергія дозволяє молекулам домогтися, щоб зіткнення були ефективними. Ця енергія також називається енергією активации.

2.3 Залежність швидкості гетерогенної реакції від величини поверхні реагують веществ.

2.3.1 Опис ходу работы.

Дани 2 пробірці з десятьма% розчином соляної кислоти. У жодну поміщають крейда, до іншої - мармур (в однакових количествах).

2.3.2 Дані опыта.

У пробірці з крейдою реакція протікає інтенсивніше. У пробірці з мармуром реакція протікає значно повільніше. Рівняння реакции:

CaCO3+2HCl = CaCl2+H20+CO2.

2.3.3 Розрахунок і аналіз експериментальних данных.

Розмір поверхні крейди значно більше, ніж мармуру. Це було пов’язано особливостям будівлі цих речовин. Мел має як пухку структуру ніж мрамор.

2.3.4 Выводы.

Величина поверхні речовини впливає швидкість реакції. Чим більший поверхню речовини, тим більше коштів швидкість перебігу гетерогенної реакции.

2.4 Вплив концентрації реагують речовин на стан равновесия.

2.4.1 Опис ходу работы.

У склянку чи 10 мл 2-х %-го розчину FeCl3 і додано 10 мл 1%-го розчину KCNS. Отриманий розчин розділений на виборах 4 пробірки. У 1-шу додається 3−5 крапель концентрованого розчину FeCl3, на другу — 2−3 краплі концентрованого розчину KCNS, по-третє вміщено трохи твердого KCl. Четверта пробірка є контрольної. Cравнивается інтенсивність забарвлення отриманих розчинів. Дані записуються в таблицу.

1.4.2.Данные опыта.

Таблиця 3 |№ |Добавлен|Изменение |Напрям | | |ное |інтенсивності |усунення | | |вещество|окраски (усиление,|равновесия | | | |ослаблення) | | |1 |FeCl3 |Посилення |® | |2 |KCNS |Посилення |® | |3 |KCl |Послаблення | | |4 |-- |-- |" |.

Рівняння реакции:

FeCl3+3KCNS Fe (CNS)3+3KCL.

2.4.3 Розрахунок і аналіз експериментальних данных.

У першій пробірці концентрація FeCl3 збільшилася, і інтенсивність забарвлення посилилася, це пов’язано з тим, що рівновагу змістилося убік продукту реакції, посилюючого інтенсивність забарвлення. У другій пробірці збільшилася концентрація KCNS і інтенсивність забарвлення посилилася т.к. рівновагу змістилося убік продукту реакції, посилюючого інтенсивність забарвлення. У третин пробірці збільшилася концентрація KCl і інтенсивність забарвлення послабилась, т.к. рівновагу змістилося убік реагентів і швидкість перебігу реакції уменьшилась.

2.4.4. Выводы.

При збільшенні концентрації вихідних речовин рівновагу зміщується в бік продуктів реакції. При збільшенні продуктів реакції рівновагу зміщується убік вихідних речовин. Це з випадків дії принципу Ле-Шателье (зміна концентрации).

2.5 Вплив температури на стан равновесия.

2.5.1 Опис ходу работы.

У пробірці перебуває 4−5 мл. розчину крохмалю. До ньому доливають кілька крапель розчину йоду до появи синього фарбування. Спочатку пробірку нагрівають в посудині із гарячою водою, та був охолоджують до кімнатної температуры.

2.5.2. Дані опыта.

Рівняння реакції (схема): йод + крохмаль иодокрахмал (?Н0), а зниження температури викликає усунення рівноваги убік экзотермической реакції (?Н.