Лабораторные работы - файл n14.doc

Лабораторные работы
скачать (104.8 kb.)
Доступные файлы (17):
chem_1.doc70kb.06.02.2001 20:38скачать
chem_2.doc40kb.06.02.2001 21:02скачать
chem_3.doc105kb.06.02.2001 21:05скачать
chem_4.doc50kb.06.02.2001 21:08скачать
chem_5.doc43kb.06.02.2001 21:10скачать
chem_6.doc27kb.06.02.2001 21:12скачать
n7.doc34kb.10.10.2001 20:32скачать
n8.doc69kb.10.11.2002 20:21скачать
n9.doc65kb.10.10.2001 20:37скачать
n10.doc38kb.10.10.2001 20:26скачать
n11.doc46kb.10.10.2001 20:30скачать
n12.doc44kb.08.12.2002 12:14скачать
n13.doc34kb.02.12.1997 20:52скачать
n14.doc54kb.16.12.2001 21:37скачать
n15.doc28kb.01.10.2001 00:18скачать
n16.doc718kb.27.11.2002 19:29скачать
n17.doc28kb.01.10.2001 00:38скачать

n14.doc

Г У А П



Кафедра №15

Рейтинг за работу:
Преподаватель: Кораблёва А.А.


ОТЧЕТ




О ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ



ПО КУРСУ: ОБЩАЯ ХИМИЯ


" СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ "
Х 15 2101 04 ЛР

Работу выполнил Зуев И. А.


студент группы №3111

Санкт – Петербург


2001

Цель работы:

Определить константу скорости, температурный коэффициент, энергию активации реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.

В данной лабораторной работе изучается реакция между тиосульфатом натрия (гипосульфитом) Na2S2O3 и серной кислотой H2SO4.

Эта реакция протекает в две стадии:
1) (быстро)
Первая стадия ионного обмена протекает практически мгновенно. Тиосерная кислота неустойчивое соединение, распадающееся с выделением белого осадка серы.
2) (медленно)
О скорости реакции можно судить по появлению опалесценции и дальнейшему помутнению раствора от выпавшей серы.

Суммарная реакция определяется второй стадией процесса и зависит от концентрации H2SO4 , а значит и Na2S2O3 (реакция псевдомолекулярна).


Кинетическое уравнение имеет вид:
Приборы и реактивы:

Термостаты, термометры, мерные цилиндры, пробирки, пробиркодержатели, секундомер, растворы Na2S2O3 и H2SO4 .

Опыт №1:

Влияние тиосульфата на скорость химической реакции.

Зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия.

№ опыта

Концентрация

тиосульфата,

моль/л

Время

реакции

t,с

Относительная

скорость реак.,

V, 1/c

Константа

скорости реак.,

К, л/моль*с

1

0.2

28

0.0357

0.18

2

0.1

45

0.0222

0.22

3

0.05

85

0.0118

0.24


Обработка результатов опыта:

  1. Рассчитываем относительную скорость реакции по формуле:

V=1/t

Результаты смотреть в вышеприведенной таблице.

2. Исходя из кинетического уравнения, определяем значение константы скорости реакции:

Р
езультаты смотреть в вышеприведенной таблице.

3. Определяем среднее значение константы для данной комнатной температуры, в данном случае Т = 14 град цельс.

4
. Выразить зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата – графически. (см. рис.№1).

5. Графически определяем константу скорости реакции как тангенс угла наклона прямой ОА к оси абсцисс. Сравниваем графически определенную константу с ее аналитическим значением.

КГР = tg = 0.206 КСР = 0.21 КГР  КСР

Вывод:

При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ, с увеличением концентрации скорость реакции увеличивается.

Сравнив графически определенную константу с ее аналитическим значением получим, что они приблизительно равны. Это означает, что измерение были проведены достаточно точно.

Опыт №2:

Влияние температуры на скорость химической реакции.

№ опыта

Температура опыта,

Т, град цельс.

Время

реакции t, с

Относит. скорость

реак. V, 1/с

Конст. скор. реак. К, л/моль*с

1

22

66

0.0015

0.3

2

32

35

0.03

0.57

3

42

16

0.06

1.25

4

52

8

0.125

2.5


Обработка результатов опыта:

1.Рассчитываем относительную скорость реакции при каждой температуре:

V=1/t

Результаты смотреть в вышеприведенной таблице.

2.Исходя из кинетического уравнения определяем значение константы для каждой температуры:

Р
езультаты смотреть в вышеприведенной таблице.

3.Выражаем графически влияние температуры на скорость химической реакции. (см. рис.№2).

4.Исходя из уравнения Ван-Гоффа определяем для каждого температурного интервала значение температурного коэффициента и вычисляем его среднее значение:

К2/К1 = 1 = 1.9 К3/К1 = 1 = 4.2

К3/К2 = 2 = 2.19 К4/К2 = 2 = 4.4 сред = 3.8

К4/К3 = 3 = 2 К4/К1 = 3 = 8.3

5. Исходя из уравнения Аррениуса вычисляем аналитическое значение энергии активации для каждого температурного интервала:








Еа1 = 48013 Дж/моль Еа2 = 62545 Дж/моль Еа3 =58805 Дж/моль

Еа4 = 55445 Дж/моль Еа5 = 61061 Дж/моль Еа6 =56238 Дж/моль, и вычисляем его среднее значение:

ЕаСРЕД = 57017 Дж/моль

6. Выстраиваем графическую зависимость lgK от 1/Т по вычисленным константам скоростей при разных температурах и определяем энергию активации графическим способом (см. рис. №3).

tg = - Еа / 2.3 R , следовательно

ЕаГР = -2.3 R tg = -2.3 * 8.3 * tg = 57023 Дж/моль

7. Сравниваем значения энергии активации полученные графическим и аналитическим путем:

ЕаГР = 57023 Дж/моль ЕаСРЕД = 57017Дж/моль ЕаГР  ЕаСРЕД
Вывод:

При температуре равной const, скорость химической реакции пропорциональна концентрации веществ, участвующих в этой реакции (см. рис.№1).

С увеличением температуры скорость химической реакции увеличивается, при условии, что концентрация остается неизменной. Это можно объяснить тем, что с ростом температуры атомы веществ переходят в более возбужденное состояние, т. е. они получают дополнительную энергию – энергию активации, необходимую для разрыва химической связи и образования нового вещества.

Список используемой литературы:

  1. А. А. Кораблева. “Химия”. Методические указания к выполнению лабораторных работ.

  2. Н. В. Коровин. “Курс общей химии”.М: “Высшая школа”, 1981 г.


Учебный материал
© bib.convdocs.org
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации