Основные закономерности химических процессов
Экспериментальное определение состояния равновесия в системах "оксианионы хрома (+6)–вода" и "роданид-анион–ионы железа" в зависимости от влияния различных факторов: увеличения концентрации исходных веществ и продуктов реакции, повышения температуры.
| Рубрика | Химия |
| Вид | лабораторная работа |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 07.12.2010 |
| Размер файла | 23,0 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
6
Лабораторная работа №4
Тема: Основные закономерности химических процессов
Цель
Изучить влияние различных факторов на состояние химического равновесия.
Экспериментальная часть
Опыт 4.1 Влияние различных факторов на состояние равновесия в системе «оксианионы хрома (+6) - вода»
Состояние равновесия в системе «оксианионы хрома (+6) - вода» выражается уравнением:
2CrO42- (р) + 2H+(р) >< Cr2O72-(р) + H2O(ж)
жёлтый оранжевый
- рассчитаем, используя таблицу 1(Приложение) ДG0х.р., ДH0х.р. , Кравн
ДG0х.р. = ?n ДG0продуктов - ? n ДG0исходных в-в,=(-1305,4-237,2)-2*(-706,3)= -130 кДж
ДH0х.р. = ?n ДH0продуктов - ? n ДH0исходных в-в,=(-1491,7-285,84)-2*(-863,2)=-51,14 кДж
Кравн = =10=10, ДG0х.р <0 и К равн>1,
то процесс термодинамически вероятен, реакция идет в прямом направлении - ДH0х.р. <0 реакция экзотермическая.
|
№ |
Условия проведения |
наблюдения |
смещение равновесия |
1 |
В пробирку налили 1 мл раствора КCrO4 добавили две капли HCl (H) |
Проявляется оранжевый оттенок |
6
|
2 |
В пробирку налили 1 мл раствора КCrO4 и нагрели на пламени спиртовке |
Цвет не изменяется |
Вывод: а) при нагревании реакция сместится в сторону эндотермической, то есть в обратном направлении или влево
б) при увеличении концентрации продуктов реакции химическое равновесие смещается в сторону исходных веществ.
Опыт 4.2. Влияние различных факторов на состояние равновесия в системе «роданид-анион - ионы железа»
Равновесия в системе «роданид-анион - ионы железа» выражается уравнением:
FeCl3 + 3NH4CNS >< Fe(CNS)3v + 3NH4Cl
Оранжевый красный
Fe3+ + 3CNS- >< Fe(CNS)3v
|
№ |
Добавленный реагент |
Наблюдения |
Направление смещения равновесия |
|
|
1 |
В первую пробирку налили несколько кристалликов NHSCN |
темно-красный цвет |
||
|
2 |
Во вторую пробирку налили NHCl |
светло-оранжевый оттенок |
Вывод: Если добавить в раствор FeCl3 несколько кристалликов NHSCN, то равновесие смещается в сторону продуктов.При добавлении в раствор FeCl3 несколько кристалликов NHCl, то равновесие смещается в сторону исходных веществ.
1. При увеличении концентрации исходных веществ, то равновесие смещается в сторону продуктов реакции.
2. При увеличении концентрации продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону исходных веществ.
Контрольные вопросы к лабораторной работе «Основные закономерности химических процессов»
1. В какую сторону сместится химическое равновесие реакции:
NH3(г) +HCl(г) NH4Cl(тв), Н < 0
А) При понижении температуры,
Б) При увеличении концентрации HCl,
В) При увеличении давления.
2. В какую сторону сместится химическое равновесие реакции:
4NH3(г)+3O2(г)2N2(г)+6H2O(г), Н > 0
А) При повышении температуры,
Б) При уменьшении концентрации O2,
В) При уменьшении давления.
3. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции на основание второго закона термодинамики:
2H2S (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + 2S (к)
4. Определите по уравнению Аррениуса энергию активации реакции, если при увеличении температуры с 300 до 800 К скорость реакции возросла в 1000 раз.
5. Скорость химической реакции 2NOг + O2 г - 2NO2г при концентрациях реагирующих веществ СNO = 0,5 моль/л и СO2 = 0,2 моль/л равна 1,5*10-3 моль/(л*с). Вычислите значение константы скорости.
Приложение
Таблица 2.1
Термодинамические константы некоторых ионов в водных растворах
|
ион |
ДG0298, кДж/моль |
ДH0298, кДж/моль |
|
|
Cr2O72- |
-1305,4 |
-1491,7 |
|
|
H2O |
-237,2 |
-285,84 |
|
|
CrO42- |
-706,3 |
-863,2 |
|
|
H+ |
0 |
0 |
Подобные документы
Характеристика химического равновесия. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры, величины поверхности реагирующих веществ. Влияние концентрации реагирующих веществ и температуры на состояние равновесия.
лабораторная работа [282,5 K], добавлен 08.10.2013Зависимость химической реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре. Скорость химических реакций в гетерогенных системах. Влияние концентрации исходных веществ и продуктов реакции на химическое равновесие в гомогенной системе.
контрольная работа [43,3 K], добавлен 04.04.2009Ознакомление с понятием и предметом химической кинетики. Рассмотрение условий химической реакции. Определение скорости реакции как изменения концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Изучение общего влияния природы веществ и температуры.
презентация [923,5 K], добавлен 25.10.2014Роль скорости химических реакций, образования и расходования компонентов. Кинетика химических реакций. Зависимость скорости реакции от концентрации исходных веществ. Скорость расходования исходных веществ и образования продуктов. Закон действующих масс.
реферат [275,9 K], добавлен 26.10.2008Характеристика химического равновесия в растворах и гомогенных системах. Анализ зависимости константы равновесия от температуры и природы реагирующих веществ. Описания процесса синтеза аммиака. Фазовая диаграмма воды. Исследование принципа Ле Шателье.
презентация [4,2 M], добавлен 23.11.2014Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции. Влияние внешних условий на химическое равновесие. Влияние давления, концентрации и температуры на положение равновесия. Типы химических связей.
реферат [127,3 K], добавлен 13.01.2011Рассмотрение превращения энергии (выделение, поглощение), тепловых эффектов, скорости протекания химических гомогенных и гетерогенных реакций. Определение зависимости скорости взаимодействия веществ (молекул, ионов) от их концентрации и температуры.
реферат [26,7 K], добавлен 27.02.2010Влияние температуры на скорость химических процессов. Второй закон термодинамики, самопроизвольные процессы, свободная и связанная энергия. Зависимость скорости химической реакции от концентрации веществ. Пищевые пены: понятия, виды, состав и строение.
контрольная работа [298,6 K], добавлен 16.05.2011Влияние температуры на скорость химических процессов, ее зависимость от концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс. Давление пара над растворами. Первый закон Рауля. Зависимость адсорбции от свойств твердой поверхности. Виды пищевых пен.
контрольная работа [369,4 K], добавлен 12.05.2011Основные понятия химической кинетики. Сущность закона действующих масс. Зависимость скорости химической реакции от концентрации веществ и температуры. Энергия активации, теория активных (эффективных) столкновений. Приближенное правило Вант-Гоффа.
контрольная работа [41,1 K], добавлен 13.02.2015
