Лабораторная работа скорость химической реакции: Практическая работа №2. Влияние различных факторов на скорость химической реакции. Химия 11 класс

Содержание

Лабораторная работа № 3 Скорость химических реакций и химическое равновесие Введение

Химической кинетикой называется учение о скорости химических реакций и зависимости ее от различных факторов – концентрации реагирующих веществ, температуры, влияния катализаторов и проч.

Изучение кинетики реакций представляет большой практический и теоретический интерес. При использовании любой химической реакции всегда очень важно, чтобы она происходила с требуемой скоростью. Известно, что одни химические реакции, как, например, реакции разложения взрывчатых веществ, протекают в течение десятитысячных долей секунды; другие продолжаются минутами, часами, сутками, а некоторые процессы, происходящие в земной коре, длятся десятки, сотни и тысячи лет.

Теоретическое значение изучения скорости химических реакций заключается, прежде всего в том, что оно дает возможность выяснить многие детали химического взаимодействия и глубже понять механизм химического процесса.

1. Цели и задачи

1.1. Познакомиться с экспериментальными основами теории химической кинетики.

1.2. Изучить зависимость скорости химических реакций от концентраций реагирующих веществ и температуры.

1.3. Изучить влияние концентраций реагентов и температуры на смещение химического равновесия.

2. Теоретическая часть

Химическая реакция – это процесс, при котором происходит превращение одних веществ в другие. В этом процессе происходит обмен атомами между различными веществами, перераспределение электронов между атомами, разрушение одних химических связей и образование других. Вещества, вступающие в реакцию, называются исходными веществами. Получающиеся в результате реакции соединения называются продуктами реакции. Все принимающие участие в реакции вещества называются реагирующими веществами.

Химические реакции могут быть гомогенными и гетерогенными.

Гомогенные (однородные) реакции протекают в одной фазе, например, реакции между газами или растворенными веществами. В гетерогенных (разнородных) реакциях участвуют вещества, находящиеся в разных фазах, например, твердое – газ, твердое – жидкость. Гомогенная реакция протекает во всем объеме, а гетерогенная может протекать только на поверхности раздела фаз, где соприкасаются реагирующие вещества.

Скорость химической реакции измеряется количеством вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате реакции за единицу времени в единице объема (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).

Отношение количества вещества к единице объема, в котором проходит реакция, называется концентрацией. Поэтому в случае гомогенной реакции, протекающей в постоянном объеме, средняя скорость реакции измеряется изменением концентрации какого-либо из реагирующих веществ в единицу времени и может быть определена по формуле

(1)

V =

где V – скорость, моль/л с;

ΔС – изменение концентрации, моль/л;

Δt – время, с.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализатора.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.

Математическое выражение закона действия масс для реакции, представленной уравнением в общем виде

mA + nB = dD + fF

записывается следующим образом:

(2)

V = k

. С_А^m^. С_B^m или V = k ^. [A]^m^. [B]ⁿ,

где V – скорость реакции;

С_А, С_В или [А], [В] – концентрации реагирующих веществ, моль/л;

m, n – стехиометрические коэффициенты;

k — константа скорости реакции.

Константа скорости реакции – постоянная для данной реакции величина, которая зависит от природы реагирующих веществ, температуры, катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ. Физический смысл k заключается в том, что k – это скорость химической реакции, когда концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л.

Гетерогенная реакция протекает на поверхности твердого вещества, поэтому концентрация твердого вещества в целом не влияет на скорость реакции. Скорость гетерогенной реакции зависит от площади поверхности твердого вещества и пропорциональна только концентрации веществ, находящихся в газовой или жидкой фазах.

Например, для гетерогенной реакции

С_(Т) + О_2(Г) = СО_2(Г)

закон действия масс имеет вид:

(3)

V = k[0₂].

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повышении температуры на каждые 10°, скорость реакции возрастает примерно в 2 – 4 раза

(4)

где V_t₁ – скорость при начальной температуре;

V_t₂ – скорость при конечной температуре;

γ – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз изменяется скорость реакции при нагревании системы на 10°.

Химические реакции – это процессы превращения одних веществ в другие. В основе этих превращений лежит разрушение связей в молекулах исходных веществ и образование новых связей между частицами, приводящее к образованию молекул продуктов реакции.

Для того чтобы произошла химическая реакция, сначала необходимо, чтобы молекулы реагентов столкнулись. Однако не все столкновения заканчиваются актом химического превращения, т.е. не все соударения эффективны. Число эффективных соударений очень мало по сравнению с числом реальных столкновений (если бы все столкновения были эффективны, то реакции протекали бы мгновенно). Реагируют при столкновении только те молекулы, которые обладают достаточно высокой энергией, т.е. активные молекулы. Активными могут быть молекулы, обладающие повышенной кинетической энергией движения, или возбужденные молекулы. В возбужденных молекулах один или несколько электронов могут находиться на более высоких энергетических уровнях; расстояния между ядрами в молекуле отличаются от наиболее устойчивого состояния, а также наблюдается более сильные колебания атомов в молекуле.

С ростом температуры увеличивается число активных молекул. Активные молекулы при своем столкновении вначале образуют активный комплекс. Активный комплекс – это промежуточное состояние вещества, когда ослабляются связи между атомами в реагирующих молекулах и начинаются образовываться новые связи между атомами, приводящие к образованию продуктов реакции. Активный комплекс обладает повышенной энергией. Та минимальная избыточная энергия, по сравнению со всей энергией, которой должны обладать молекулы, чтобы столкновение между ними было эффективным и чтобы активный комплекс мог превратиться в продукты реакции, называется энергией активации.

Схематически переход от исходных веществ А и В к продуктам реакции С иD через состояние активного комплекса А

****В представлен на рисунке.

На приведенной диаграмме Е₁– средняя энергия молекул исходных веществ А и В, а Е₂ – средняя энергия молекул продуктов реакции. Энергия промежуточного активного комплекса – Е₃. Разность Е₃ — E₄ будет выражать энергию активации данной реакции Е_а. Энергия системы в переходном состоянии Е₃, максимальна, а это значит, что активный комплекс крайне неустойчив. По ходу реакции он превращается в продукты взаимодействия С и D. Если Е₂ больше Е₁, то реакция протекает с поглощением энергии, ΔH > 0, и является эндотермической. Если E₂ меньше E₁, то энергия выделяется при протекании реакции, ΔН < 0, и реакция – экзотермическая.

Функциональная зависимость константы скорости химической реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса

(5)

lg k = 2,3 lg k₀ – E_a / RT,

где k – константа скорости реакции;

k₀ – предэкспоненциальный множитель;

Е_а – энергия активации;

Т – абсолютная температура;

R – универсальная газовая постоянная.

Из этого уравнения видно, что чем больше энергия активации, тем меньше скорость реакции. Уравнение Аррениуса позволяет проводить расчеты изменения скорости реакции с увеличением температуры. Так, если температура увеличилась от Т₁ до Т₂, то отношение скоростей реакции V₁ и V₂,будет

(6)

Все химические реакции можно разделить на два типа: необратимые и обратимые. Если реакция протекает до конца, т.е. до полного израсходования одного из реагирующих веществ, она называется необратимой. Обратимой называется реакция, которая может протекать одновременно в противоположных направлениях. Примером такого процесса может служить реакция

2HI Н₂ + I₂.

В обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью.

Когда скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, в системе устанавливается химическое равновесие и дальнейшего изменения концентраций участвующих в реакции веществ не происходит.

Каждое химическое равновесие характеризуется своей константой равновесия. Вывод константы равновесия приведен для обратимой реакции, представленной в общем виде уравнением

mА + nВ dD + fF.

Согласно основному закону химической кинетики (закону действия масс), скорость прямой реакции равна:

(7)

V₁ = k₁^. [А]^m^. [В]ⁿ;

скорость обратной реакции:

V₂ = k₂^. [D]^d^. [F]^f. (8)

Через определенный промежуток времени наступает момент, когда V₁ = V₂, т.е. устанавливается химическое равновесие, которое с течением времени не изменяется при условии сохранения постоянства условий. Концентрации реагирующих веществ, установившиеся при химическом равновесии, называются равновесными.

При равенстве левых частей уравнений [7] и [8] равны и их правые части:

k₁^. [А]^m^. [В]ⁿ = k₂^. [D]^d^. [F]^f,

или ,

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций будет величиной постоянной, которая называется константой химического равновесия и обозначается К. Следовательно,

(9).

где К – константа химического равновесия, не зависящая от концентрации реагирующих веществ, но изменяющаяся с изменением температуры.

Таким образом, при химическом равновесии отношение произведения концентраций получающихся веществ к произведению концентраций веществ, вступающих в реакцию, есть величина постоянная для данной реакции при данной температуре. Изменяя условия (концентрацию, температуру, давление и др.), можно сместить равновесие в желаемом направлении.

Смещение равновесия подчиняется правилу Ле Шателье: если изменить хотя бы одно из условий, при котором система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении той реакции, которая противодействуют оказанному изменению, т.е. ослабляет его.

Практическая работа № 2. Скорость химических реакций. Химическое равновесие.

Опыт 1

Влияние концентрации реагирующих веществ, температуры и катализатора на скорость взаимодействия иодида калия с пероксидом водорода:

В четыре пронумерованные пробирки налейте по 3 мл раствора иодида калия разной концентрации и температуры согласно приведенной ниже таблице. Добавьте во все пробирки несколько капель крахмального клейстера для обнаружения иода. Затем прилейте, по возможности одновременно, во все пробирки по 2 мл пероксида водорода одинаковой концентрации. Наблюдения запишите в таблицу.

Выполнение работы:

В четыре пронумерованные пробирки налили по 3 мл раствора иодида калия разной температуры и концентрации, согласно приведенной ниже таблице. В каждую из пробирок добавили немного крахмального клейстера для обнаружения иода. Затем в каждую пробирку прилили немного пероксида водорода одинаковой концентрации. Наблюдения занесем в таблицу:

№ пробирки	Содержание пробирки	Последовательность посинения растворов	Влияние какого фактора сказалось на Vp
1		Раствор в пробирке посинел последним	Никаких дополнительных факторов
2		Раствор посинел мгновенно	Повышение температуры увеличивает скорость реакции
3		Раствор в этой пробирке посинел третьим	Вывод из сферы реакции одного из продуктов (КОН)
4		Раствор в этой пробирке посинел вторым	Повышение концентрации исходных веществ увеличивает скорость реакции

Опыт 2

Влияние температуры, давления и концентрации веществ на равновесие в системе:

а) Даны три пробирки, наполненные бурым NO₂. Две из них закрыты пробками, а одна — поршнем. Оставив пробирку с поршнем как контрольную, погрузите одну пробирку с NO₂ в горячую воду, а другую — в холодную. Через 2—3 мин сравните окраску газов в этих пробирках с контрольной и запишите наблюдения в таблицу. б) Быстро сожмите газ в пробирке поршнем на ²/₃ ее объема. Как изменилась окраска газа при сжатии? Какой становится окраска газа через 2—3 с после сжатия? Быстро отпустите поршень в обратном направлении, уменьшая давление. Какой станет окраска газа через 5—6 с после расширения газов? Наблюдения отразите в таблице и сделайте выводы.

Выполнение работы:

	Изменение окраски	Смещение равновесия
Нагревание	Цвет газа стал более насыщенным и темным
Охлаждение	Цвет газа побледнел, стал светло-желтым

б) Быстро сжали газ в пробирке с поршнем. Через несколько секунд после сжатия цвет газа стал бледно-желтым. Быстро опустили поршень в обратном направлении. Через несколько секунд после расширения цвет газа вновь стал темно-бурым. Наблюдения занесем в таблицу.

	Изменение окраски	Смещение равновесия
Сжатие	Цвет газа стал бледно-жёлтым
Расширение	Цвет газа стал темно-бурым

Вывод: на химическое равновесие влияет температура, а также на системы с изменяющимся объемом влияет давление.

Источник:

Решебник по химии за 11 класс (О.С.Габриелян, 2002 год),
задача №2
к главе «Глава 6. Химический практикум».

Все задачи

← Практическая работа № 1 Получение газов и изучение их свойств

Практическая работа № 3. Сравнение свойств органических и неорганических соединений →

Лаборатория скорости реакции — Школа для слепых Перкинс

Учащиеся средних и старших классов узнают, что на скорость химической реакции могут влиять концентрация, площадь поверхности, температура и катализаторы.

В этом простом эксперименте сравнивается скорость реакции с использованием молотого мела (большая площадь поверхности) и цельных кусков мела (меньшая площадь поверхности), когда мел реагирует с уксусом. Ожидаемым результатом является увеличение скорости реакции при воздействии на большую площадь поверхности мела.

Эта лаборатория также позволяет учащимся научиться пользоваться ступкой и пестиком для приготовления молотого мела для эксперимента.

Мои ученики были в восторге от этого!

Материалы

На лабораторную группу:

Уксус – 100 мл
Мел – 2 маленьких кусочка
Ступка и пестик
Секундомер – iProduct или таймер разговора

Обязательно приобретите мел, изготовленный из карбоната кальция. НЕ ИСПОЛЬЗУЙТЕ МЕЛ ДЛЯ ТРУДОВ, так как он не состоит из карбоната кальция. Мел Crayola Anti-Dust обычно продается в школах и магазинах образовательных товаров и состоит из карбоната кальция. (Извините за повтор, но это важно.)

Подготовка

Студенты должны быть обеспечены материалами, необходимыми для лабораторной работы, желательно в корзине или корзине.
Разрешить учащимся, использующим iPad или iPod, использовать функцию секундомера, если это возможно. Этот недорогой таймер разговора также является хорошим вариантом.

Обязательно приобретите мел, сделанный из карбоната кальция. НЕ ИСПОЛЬЗУЙТЕ ТРОТУОРНЫЙ МЕЛ, поскольку он не состоит из карбоната кальция. Мел Crayola Anti-Dust обычно продается в школах и магазинах учебных материалов и состоит из карбоната кальция.

Процедура

Также см. прикрепленные документы, включая файлы Даксбери.

Измельчите 1 кусок мела в ступке с пестиком
Оставьте 2 ^и куска мела целыми
Подготовьте секундомер для измерения времени реакции.
Добавьте 100 мл уксуса в молотый мел.
Наблюдайте за реакцией и записывайте наблюдения.
Время реакции и запись.
Добавьте 100 мл ко всему куску мела
Наблюдайте за реакцией и записывайте наблюдения
Засекайте время реакции и записывайте.
Какой кусок мела вызвал более быструю реакцию? – Как вы думаете, почему это?

Данные и наблюдения: __________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________

Заключение: ________________________________________________ _________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________

Стандарты NGSS

Старшая школа PS1. B: Химические реакции
Химические процессы, их скорость, а также то, накапливается или высвобождается энергия, можно понять с точки зрения столкновений молекул и перегруппировок атомов в новые молекулы с последующими изменениями в сумма всех энергий связи в наборе молекул, которым соответствуют изменения кинетической энергии. (HSPS1-4), (HS-PS1-5)

Прикрепленные файлы

Лаборатория скорости реакции: Влияние площади поверхности
Лаборатория скорости реакции: Влияние площади поверхности — степень 2 Даксбери
Лаборатория скорости реакции: Влияние площади поверхности — степень 1 Даксбери

Лаура Хоспитал

ПОДЕЛИТЕСЬ ЭТОЙ СТАТЬЕЙ

14.2: Измерение скорости реакции — Химия LibreTexts

Последнее обновление
Сохранить как PDF

Идентификатор страницы: 24264

Метод определения скорости реакции относительно прост. Поскольку скорость реакции основана на изменении во времени, ее необходимо определить из табличных значений или найти экспериментально. По полученным данным можно рассчитать скорость реакции либо алгебраически, либо графически. Далее следует общее руководство и примеры измерения скорости реакции. Измерить изменение времени легко; достаточно секундомера или любого другого устройства для измерения времени. Однако определение изменения концентрации реагентов или продуктов требует более сложных процессов. Изменение концентрации в системе обычно можно получить двумя способами:

Путем наблюдения за истощением реагента с течением времени или
Путем наблюдения за формированием продукта во времени

Не имеет значения, контролирует ли экспериментатор реагенты или продукты, потому что это не влияет на общую реакцию. Однако, поскольку реагенты уменьшаются во время реакции, а продукты увеличиваются, между двумя скоростями есть разница в знаках. Концентрация реагента уменьшается по мере протекания реакции, что дает отрицательное число для изменения концентрации. Продукты, с другой стороны, увеличивают концентрацию со временем, давая положительное число. Поскольку принято выражать скорость реакции положительным числом, для решения задачи установите общую скорость реакции равной отрицательному значению скорости исчезновения реагента. Общая скорость также зависит от стехиометрических коэффициентов.

Следует отметить, что процесс измерения концентрации можно значительно упростить, используя различные физические или химические свойства (т. е. разность фаз, восстановительный потенциал и т. д.) реагентов или продуктов, участвующих в реакции, с помощью вышеуказанные методы. Мы подчеркивали важность учета знака реакции для получения положительной скорости реакции. Теперь обратим внимание на важность стехиометрических коэффициентов.

Скорость реакции может отображаться совершенно по-разному в зависимости от того, какой продукт или реагент выбран для мониторинга.

Учитывая реакцию:

\[ aA+bB \стрелка вправо cC + dD \]

общая скорость этой реакции определяется как

\[ставка = — \dfrac{1}{a}\dfrac{ \Delta [A]}{\Delta t} = — \dfrac{1}{b} \dfrac{\Delta [B]}{\Delta t} = \dfrac{1}{c}\dfrac{ \Delta [C]}{\Delta t} = \dfrac{1}{d}\dfrac{ \Delta [D]}{\Delta t} \label {ставка1}\]

Уравнение \(\ref{rate1}\) также может быть записано как:

скорость реакции = \( — \dfrac{1}{a} \) (скорость исчезновения А)

= \( — \dfrac{1}{b} \) (скорость исчезновения B)

= \( \dfrac{1}{c} \) (скорость образования C)

= \( \dfrac{1}{d} \) (скорость образования D)

Несмотря на то, что концентрации A, B, C и D могут изменяться с разной скоростью, существует только одна средняя скорость реакции. Чтобы получить эту уникальную скорость, выберите любую норму и разделите ее на стехиометрический коэффициент. Когда реакция имеет формулу:

\[ C_{R1}R_1 + \dots + C_{Rn}R_n \rightarrow C_{P1}P_1 + \dots + C_{Pn}P_n \]

Общий случай единственной средней скорости реакции имеет вид:

скорость реакции = \( — \dfrac{1}{C_{R1}}\dfrac{\Delta [R_1]}{\Delta t} = \dots = — \dfrac{1}{C_{Rn}}\ dfrac{\Delta [R_n]}{\Delta t} = \dfrac{1}{C_{P1}}\dfrac{\Delta [P_1]}{\Delta t} = \dots = \dfrac{1}{C_ {Pn}}\dfrac{\Delta [P_n]}{\Delta t} \)

Средняя скорость реакции: https://youtu.be/jc6jntB7GHk

Отслеживание хода реакции

Вместо того, чтобы проводить целый набор экспериментов с начальной скоростью, можно собрать информацию о порядках реакции, отслеживая конкретную реакцию от начала до конца. Этого можно добиться двумя разными способами.

Образцы смеси можно собирать через определенные промежутки времени и титровать, чтобы определить, как изменяется концентрация одного из реагентов.
Можно измерить физическое свойство реакции, которое изменяется по мере ее протекания: например, объем образовавшегося газа. 9-\]
В ходе реакции расходуются как бромэтан, так и гидроксид натрия. Однако относительно легко измерить концентрацию гидроксида натрия в любой момент времени, выполнив титрование стандартной кислотой: например, соляной кислотой известной концентрации.
Процесс начинается с известных концентраций гидроксида натрия и бромэтана, и часто удобно, чтобы они были равны. Поскольку реакция 1:1, если концентрации равны в начале, они остаются одинаковыми на протяжении всей реакции. Образцы отбирают пипеткой через равные промежутки времени во время реакции и титруют стандартной соляной кислотой в присутствии подходящего индикатора. Проблема с этим подходом заключается в том, что реакция все еще протекает в течение времени, необходимого для титрования. Кроме того, возможна только одна попытка титрования, поскольку к моменту взятия следующей пробы концентрации уже изменились.
Эту проблему можно решить двумя способами:
1. Реакцию можно замедлить, разбавив ее, добавив образец в больший объем холодной воды перед титрованием. Затем титрование проводят как можно быстрее. Это наиболее эффективно, если реакцию проводят при температуре выше комнатной. Охлаждение, а также разбавление замедляет его еще больше.
2. По возможности (а в данном случае это возможно) лучше полностью остановить реакцию перед титрованием. В этом случае это может быть достигнуто добавлением пробы к известному избыточному объему стандартной соляной кислоты. Это поглощает весь гидроксид натрия в смеси, останавливая реакцию.
В этот момент полученный раствор титруют стандартным раствором гидроксида натрия, чтобы определить, сколько соляной кислоты осталось в смеси. Это позволяет рассчитать, сколько кислоты было использовано и, следовательно, сколько гидроксида натрия должно было присутствовать в исходной реакционной смеси. Этот метод известен как обратное титрование .
Этот процесс генерирует набор значений концентрации (в данном примере) гидроксида натрия с течением времени. Концентрации бромэтана, конечно, такие же, как и при использовании тех же концентраций каждого реагента. Эти значения нанесены на график зависимости концентрации от времени, как показано ниже:
Необходимо рассчитать скорость реакции в ряде точек на графике; это делается путем проведения касательных к графику и измерения их наклона.
Затем эти значения заносятся в таблицу. Самый быстрый способ перейти отсюда — построить логарифмический график, как описано выше на странице. Все скорости конвертируются в log(скорость), а все концентрации в log(концентрация). Затем логарифм (скорость) строится против логарифма (концентрация). Наклон графика равен порядку реакции.
В примере реакции между бромэтаном и раствором гидроксида натрия расчетный порядок равен 2. Обратите внимание, что это общий порядок реакции, а не только порядок реагента, концентрация которого измерялась. Скорость реакции уменьшается, потому что концентрации обоих реагентов уменьшаются.
Пример \(\PageIndex{1}\): Ход реакции
Знакомым примером является каталитическое разложение перекиси водорода (приведенное выше в качестве примера эксперимента с начальной скоростью).
На этот раз измерьте выделяемый кислород с помощью газового шприца, записывая объем собранного кислорода через равные промежутки времени.
Практическая сторона этого эксперимента проста, а расчет — нет. Проблема в том, что измеряется объем продукта, а концентрация реагентов используется для нахождения порядка реакции. Это означает, что концентрацию пероксида водорода, оставшуюся в растворе, необходимо определять для каждого регистрируемого объема кислорода. Это требует закона идеального газа и стехиометрических расчетов.
Таблица концентраций и времени обрабатывается, как описано выше.
Пример \(\PageIndex{2}\): Каталитическое разложение перекиси водорода
Это пример измерения начальной скорости реакции с образованием газа.
Ниже приведена простая схема для этого процесса:
Бутылка для взвешивания, содержащая катализатор, предназначена для того, чтобы избежать ошибок в начале эксперимента. Катализатор необходимо добавлять в раствор перекиси водорода, не изменяя объем собираемого газа. Если его добавить в колбу с помощью шпателя перед заменой пробки, некоторое количество газа может вытечь до того, как пробка будет заменена. В качестве альтернативы воздух может нагнетаться в измерительный цилиндр. Любой из них сделал бы результаты бессмысленными.
Чтобы начать реакцию, колбу встряхивают до тех пор, пока бутылка для взвешивания не упадет, а затем встряхивают еще, чтобы убедиться, что катализатор равномерно смешался с раствором. В качестве альтернативы можно использовать специальную колбу с разделенным дном, в которой с одной стороны находится катализатор, а с другой — раствор перекиси водорода. Эти два вещества легко смешиваются, если опрокинуть колбу. С помощью мерного цилиндра ³ диаметром 10 см, изначально наполненного водой, можно точно записать время, необходимое для сбора небольшого фиксированного объема газа. Также можно использовать небольшой газовый шприц.
Чтобы изучить влияние концентрации перекиси водорода на скорость, необходимо изменить концентрацию перекиси водорода и оставить все остальное постоянным — температуру, общий объем раствора и массу оксида марганца (IV). Оксид марганца (IV) также всегда должен поступать из одной и той же бутылки, чтобы его степень деления всегда была одинаковой.
Один и тот же прибор можно использовать для определения влияния изменения температуры, массы катализатора или состояния разделения, вызванного катализатором
Пример \(\PageIndex{3}\): Реакция тиосульфат-кислота
Смешивание разбавленной соляной кислоты с раствором тиосульфата натрия вызывает медленное образование бледно-желтого осадка серы.
\[ Na_2S_2O_{2(водн.)} + 2HCl_{(водн.)} \rightarrow 2NaCl_{(водн.)} + H_2O_{(ж)} + S_{(т)} + SO_{2(г)}\]
Очень простой, но очень эффективный способ измерения времени, необходимого для образования небольшого фиксированного количества осадка, состоит в том, чтобы поставить колбу на лист бумаги с нарисованным на нем крестом, а затем смотреть вниз через раствор, пока крест исчезает.
Известный объем раствора тиосульфата натрия помещают в колбу. Затем прибавляют небольшой известный объем разбавленной соляной кислоты, запускают таймер, встряхивают колбу для смешивания реактивов и ставят крестиком на бумагу. Таймер используется для определения времени исчезновения креста. Процесс повторяют, используя меньший объем тиосульфата натрия, но доливая до того же исходного объема воду. Все остальное точно так же, как и раньше.
Нет необходимости знать фактическую концентрацию тиосульфата натрия. В каждом случае относительная концентрация может быть записана. Решение с 40 см ³ раствора тиосульфата натрия плюс 10 см ³ воды имеет концентрацию, которая составляет, например, 80% от исходной. Тот, что содержит 10 см ³ раствора тиосульфата натрия плюс 40 см ³ воды, имеет концентрацию 20% от исходной.
Количество 1/т снова может быть нанесено как мера скорости, а объем раствора тиосульфата натрия — как мера концентрации. В качестве альтернативы можно нанести на график относительные концентрации. В любом случае форма графика одинакова.
Влияние температуры на эту реакцию можно измерить путем нагревания раствора тиосульфата натрия перед добавлением кислоты. Температура должна быть измерена после добавления кислоты, потому что холодная кислота немного охлаждает раствор. На этот раз температура меняется между экспериментами, сохраняя все остальное постоянным. Чтобы получить разумное время, необходимо использовать разбавленную версию раствора тиосульфата натрия. Используя полную силу, горячий раствор дает достаточно осадка, чтобы почти мгновенно скрыть крест. 9+ \rightarrow I_{2(aq)} + 2H_2O_{(l)}\]
Йод образуется сначала в виде бледно-желтого раствора, который затемняется до оранжевого, а затем темно-красного цвета, после чего выпадает темно-серый твердый йод.
Йод реагирует с раствором крахмала с образованием раствора темно-синего цвета. Если к вышеприведенной реакции добавить раствор крахмала, как только образуется первый след йода, раствор становится синим. -_{(водн.)}\]
Если к реакционной смеси (включая раствор крахмала) добавить очень небольшое количество раствора тиосульфата натрия, он вступает в реакцию с первоначально образовавшимся йодом, поэтому йод не влияет на крахмал, и синего окрашивания не происходит. Однако при потреблении этого небольшого количества тиосульфата натрия ничто не препятствует дальнейшему образованию йода в результате реакции с крахмалом. Смесь становится синей.
Средняя и мгновенная скорости реакции
Скорость реакции имеет общую форму (изменение концентрации / изменение времени). Различают два типа скорости реакции. Одна из них называется средней скоростью реакции и часто обозначается как (Δ[конц.] / Δt), а другая называется мгновенной скоростью реакции и обозначается как:
\[ \lim_{\Delta t \rightarrow 0} \dfrac{\Delta [концентрация]}{\Delta t} \]
или
\[ \dfrac{d [концентрация]}{dt} \]
Средняя скорость реакции, как следует из названия, представляет собой среднюю скорость, полученную путем изменения концентрации за период времени, например: -0,3 М/15 минут. Это приближение скорости реакции в интервале; это не обязательно означает, что реакция имеет эту конкретную скорость на протяжении всего интервала времени или даже в любой момент в течение этого времени. С другой стороны, мгновенная скорость реакции представляет собой более точное значение. Мгновенная скорость реакции определяется как изменение концентрации за бесконечно малый интервал времени, выраженное в виде предельного или производного выражения выше. Мгновенную скорость можно получить из экспериментальных данных, сначала построив график концентрации системы в зависимости от времени, а затем найдя наклон касательной в конкретной точке, которая соответствует интересующему моменту времени. В качестве альтернативы экспериментаторы могут измерить изменение концентрации за очень короткий период времени два или более раз, чтобы получить среднюю скорость, близкую к мгновенной скорости. Скорость реакции за это время определяется по наклону касательных.
Начальная скорость реакции
Начальная скорость реакции — это скорость, при которой реагенты впервые объединяются. Как и мгновенная скорость, упомянутая выше, начальная скорость может быть получена либо экспериментально, либо графически. Чтобы экспериментально определить начальную скорость, экспериментатор должен собрать реагенты вместе и измерить скорость реакции как можно быстрее. Если это невозможно, экспериментатор может найти начальную скорость графически. Для этого он должен просто найти наклон линии, касательной к кривой реакции при t=0.
Простейшие эксперименты с начальной скоростью включают измерение времени, необходимого для того, чтобы некоторое распознаваемое событие произошло на ранней стадии реакции. Это может быть время, необходимое для образования 5 см ³ газа, для образования небольшого измеримого количества осадка или для резкого изменения цвета. Примеры этих трех индикаторов обсуждаются ниже.
Концентрацию одного из компонентов реакции можно было изменить, оставив все остальное постоянным: концентрации других реагентов, общий объем раствора и температуру. Затем измеряется время, необходимое для возникновения события. Этот процесс повторяется для диапазона концентраций интересующего вещества. Должен быть измерен достаточно широкий диапазон концентраций. Этот процесс можно повторить, изменив другое свойство.
Рассмотрим простой пример эксперимента с начальной скоростью, в котором производится газ. Это может быть, например, реакция между металлом и кислотой или каталитическое разложение перекиси водорода. Если объем выделенного газа построить в зависимости от времени, получится первый график ниже.
Измерение скорости реакции в любой точке определяется путем измерения наклона графика. Чем круче склон, тем выше скорость. Поскольку начальная скорость важна, используется наклон в начале. На втором графике увеличенное изображение самого начала первой кривой, кривая примерно прямая. Это лишь разумное приближение при рассмотрении ранней стадии реакции. По мере протекания реакции кривизна графика увеличивается. Предположим, что опыт повторяется с другой (более низкой) концентрацией реагента. Опять же, измеряется время, необходимое для выделения того же объема газа, и изучается начальная стадия реакции.

Мгновенные скорости: https://youtu.be/GGOdoIzxvAo
Пример \(\PageIndex{2}\)
Определите начальную скорость реакции, используя приведенную ниже таблицу.
Время [А]
100 1,55
200 0,99
300 0,67
400 0,45
500 0,34
600 0,24
Решение
начальная скорость реакции = \( \dfrac{-(0-2,5) M}{(195-0) сек} \) = 0,0125 М/с
Используйте точки [A] =2,43 М, t=0 и [A]=1,55, t=100
начальная скорость реакции = \( — \dfrac{\Delta [A]}{\Delta t} = \dfrac{-(1,55-2,43 ) М {\ (100-0) сек} \) = 0,0088 М в сек
Ссылки
1. Петруччи и др.
  No related posts.