Отчет по лабораторной работе Термодинамика

1.  Теоретическая часть.

Раздел химии, изучающий скорость и механизм протекания физико-химических процессов, называется химической кинетикой. Кинетика позволяет выяснить реальные механизмы протекания процессов. В химической кинетике различают гомогенные и гетерогенные процессы.

Гомогенные процессы протекают во всем объёме, и реагирующие вещества находятся в одной фазе. В этом случае молекулы реагирующих веществ находятся в одинаковых условиях. Гетерогенные процессы протекают на границе раздела фаз.

Скоростью физико-химического процесса называется изменение количества реагирующих веществ в единицу времени в единице реакционного пространства. Реакционным пространством в гомогенной системе служит объем сосуда, в котором происходит взаимодействие, в гетерогенной – поверхность раздела фаз. Формулы для средних скоростей этих процессов имеют вид:

 Dn Dn

Vгом=±-------  ; Vгетер=±------

nDn SDt

где, Dn = n2 – n1 , Dt = t2 - t1.

n2 и n1 – количество молей изменяющегося в реакции вещества в моменты времени t2 и t1. n - объем реакционного пространства, S – площадь границы раздела двух сред.

Скорость физико-химических процессов величина положительная, поэтому перед дробью ставят знак ±. Измеряется : моль/л*с, моль/м²*с.

Количество вещества отнесенное к занимаемому объему есть мольная концентрация. Т.е. скорость гомогенной реакции есть изменение концентрации одного из реагирующих веществ в еденицу времени:

C2 – C1 DC

Vгом = ±------- = ± -----

t2 - t1 Dt

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления, присутствия в системе католизаторов и т.д.

Закон действия масс: скорость гомогенной химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакций.

Правило Вант-Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10° скорость химической реакции возрастает в 2-4раза.

где Vt1 и Vt2 – скорости реакции соответственно при конечной t2 и начальной t1 температурах, g - температурный коэффициент скорости (от 2 до 4), показывающий, во сколько раз возрастает скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°. Одним из наиболее распространенных способов изменения скорости является катализ. Катализ может быть гомогенным (реагенты и катализатор в одной фазе) и гетерогенным (реагент и катализатор в разных фазах)

Все физико-химические процессы можно разделить на обратимые и необратимые.

Состояние процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием.

Для обратимой реакции: aA + bB « cC + dD, в состоянии равновесия выполняется следущее соотношение:

CC * CD  PC * PD

KC = --------- или Kp = --------

CA * CB PA * PB

Где CA, CB, CC, CD (PA, PB, PC ,PD) – концентрации (парциальные давления) реагирующих веществ; a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты; К – константа равновесия, выраженная через концентрацию или давление. (причем Kp = KC (R T) , где Sn = c+d –a– b)

Направление смещения химического равновесия при изменении условий определяется принципом Ле – Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается воздействие (изменяются концентрация, температура давление), то оно благоприятствует той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.

1.   Практическая часть

Цель работы: изучить влияние различных факторов на кинетику и равновесие физико-химических процессов.

2.1 Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

 

2.1.1 Описание хода работы.

Используя мерный цилиндр в 5 обозначенных пробирках создаем разные концентрации раствора Б (достигается путем разбавления раствора Б разным количеством воды (см. данные в таблице 1 )). Далее в пропорции 1:1 (по 20 капель) смешиваем раствор А и раствор из 1 пробирки. В момент сливания засекаем время начала опыта на секундомере. В момент появления синей окраски фиксируем момент завершения опыта. Для каждого варианта концентрации раствора Б проводим свой опыт и данные заносим в таблицу.

2.1.2 Данные опыта.

 

Таблица1

№	Объем, мл		Относительная концентрация раствора Б (нормальность)	Время t,с	Относительная скорость реакции u=1/t, с-1
	Раствор Б	Дистиллированная 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