Главная Обратная связь

Дисциплины:

Архитектура (936)
Биология (6393)
География (744)
История (25)
Компьютеры (1497)
Кулинария (2184)
Культура (3938)
Литература (5778)
Математика (5918)
Медицина (9278)
Механика (2776)
Образование (13883)
Политика (26404)
Правоведение (321)
Психология (56518)
Религия (1833)
Социология (23400)
Спорт (2350)
Строительство (17942)
Технология (5741)
Транспорт (14634)
Физика (1043)
Философия (440)
Финансы (17336)
Химия (4931)
Экология (6055)
Экономика (9200)
Электроника (7621)






Опыт 1. Фотоэлектроколориметрическое определение фосфат ионов



Для определения фосфатов принимают фотоколориметрический метод основанный на образовании комплексной фосфорно-молибденовой кислоты Н7[Р(Мо2О7)8]·28Н2О. Эта кислота в сильнокислом растворе восстанавливается аскорбиновой кислотой, в присутствии сурьмяно-виннокислого калия, до фосфорно-молибденового комплекса, окрашенного в интенсивный голубой цвет. Молибден позволяет определять без разбавления не более 1,0 мг РО43 /л.

Калибровочная кривая. В мерные колбы на 50 мл, последовательно прибавляют 0; 0,5; 1,0; 2,0; 4,0; 5,0; 10,0 мл рабочего стандартного раствора фосфата калия и объём доводят до метки дистиллированной водой. Полученные растворы, содержащие 0; 0,01; 0,02; 0,04; 0,08; 0,10; 0,20 мг/л РО4 обрабатывают описанным ниже способом. Вводят поправку на холостой опыт и строят калибровочную кривую в координатах: оптическая плотность -концентрация фосфат - ионов.

Выполнение работы. К 50 мл пробы или к меньшему её объёму, разбавленному до 50 мл дистиллированной водой, приливают сначала 2 мл смешанного реактива, через, некоторое время 0,5 мл аскорбиновой кислоты и перемешивают. Через 10 минут раствор колориметрируют. Из найденной величины высчитывают оптическую плотность холостого определения (50 мл дистиллированной воды + 2 мл смешанного раствора + 0,5 мл аскорбиновой кислоты). Если проба была несколько мутной или окрашенной, надо также вычесть оптическую плотность раствора, получаемого после введения смешанного реактива, но перед введением аскорбиновой кислоты.

Вычисление результатов. Содержание фосфатов в случае разбавления пробы рассчитывают по формуле:

X=C·50/V

где С-концентрация PO43- мг/л, найденная по калибровочной кривой; V-объем пробы, мл; 50-объем колбы, мл.

Опыт.2 Определение железа в природных водах

Метод основан на образовании сульфосацилиловой кислоты с солями железа в щелочной среде комплексного соединения жёлтого цвета. Оптическую плотность измеряют при = 400-300 нм (фиолетовый светофильтр).

Выполнение работы. К 100 мл пробы, содержащим 0,01 – 1,0 мг железа, прибавляют 0,5 мл концентрированной азотной кислоты и упаривают до 5 – 6 мл. Раствор охлаждают и переносят в мерную колбу на 100 мл. Затем приливают 2 мл 2 н раствора хлорида аммония, 2 мл 20 % раствора сульфасалицилловой кислоты и 2 мл раствора аммиака (1:1). Объём доводят до метки дистиллированной водой. Через 5 мин. измеряют оптическую плотность холостого определения. По калибровочной кривой находят содержание железа.



Калибровочная кривая. В мерные колбы на 100 мл наливают 0; 1; 4; 10; 20; 30 мл стандартного раствора железа, доводят дистиллированной водой до объёма 90 мл, затем прибавляют 2 мл раствора хлорида аммония, и 2 мл раствора аммиака (1:1). Объём доводят до отметки. Полученные растворы содержат: 0; 0,1; 0,2; 0,3; 0,4; 1; 2; 3 мг железа в 1 л воды. Через 5 мин измеряют оптическую плотность. Строят график по координатам: оптическая плотность – содержание железа.

Вычисление результатов. Содержание железа вычисляют по формуле:

Х = С·100/V

где Х-количество железа в воде мг/л; С-содержание железа, найденное по калибровочной кривой; V-объём пробы, взятой для анализа, мл; 100-объём, до которого разбавлена проба.

 

Лекция 4 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

 

Одной из характеристик химических реакций является их скорость. Учение о скорости химических реакций называется химической кинетикой. Химические реакции протекают с разными скоростями. Очень быстро проходят реакции в водных растворах, практически мгновенно. Быстро, но не мгновенно горит сера, магний растворяется в соляной кислоте, этилен обесцвечивает бромную воду. Медленно образуется ржавчина на железных предметах, налет на медных и бронзовых изделиях, гниет листва, разрушаются зубы.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. Концентрацию обычно выражают числом молей вещества в одном литре раствора, время – в секундах. Истинная скорость реакции в данный момент времени определяется как первая производная от концентрации (С) по времени (t). Пусть С - концентрация исходного вещества, тогда в соответствии с тем, что

dt>0, а dс<0,

имеем: V= - dс/dt



Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации реагентов, температуры и присутствия катализаторов (для реакции с участием твердых веществ также от степени измельчения). Для газов скорость реакции зависит и от давления, так как в этом случае с изменением давления изменяется концентрация реагентов.

Зависимость скорости реакции от концентрации для элементарных процессов выражается законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. При взаимодействии двух веществ (аА+ аВ=сС) скорость реакции выражается уравнением:

V=K[A]а ∙ [B]в,

где А и В – молярные концентрации веществ,

К – константа скорости, зависящая от природы взаимодействующих веществ, катализаторов и температуры,

а, в- стехиометрические коэффициенты.

Для реакций, в которых участвуют несколько молекул, концентрации берутся с соответствующим показателем степени.

Так, например, в процессе 2А+В=А2В при условии, что реакция не проходит в две или несколько стадий.

V=K[A]2 ∙ [B]

Если в реакции, кроме газа или жидкости, участвует также твердое вещество, концентрация которого (число молей в единице объёма) постоянна, то скорость реакции изменяется только в зависимости от концентрации газов или растворенных веществ. Например, в системе «газ – твердое тело» столкновения между молекулами газа и твердого вещества могут происходить лишь на поверхности раздела фаз, поэтому, масса твердой фазы не влияет на скорость реакции. Так, скорость реакции

CuO + H2 =H2O + Cu

пропорциональна только концентрации водорода. V=K[H2]

В химической кинетике реакции подразделяются по признакам молекулярности и порядка. Число молекул, одновременным взаимодействием между которыми осуществляется акт химического превращения, называется молекулярностью реакции. По этому признаку реакции делятся на одно-, двух-, трехмолекулярные, вероятность же одновременного столкновения четырех и более частиц исключительно мала. Порядок реакции формально определяется сумой показателей степеней при концентрациях реагирующих веществ. Различают реакции нулевого, первого, второго, третьего и дробного порядков.

Для реакции первого порядка константа скорости реакции рассчитывают по формуле:

k = 1/τ ln C0 /C

C0 – исходная концентрация, C-концентрация в данный момент времени, τ -время реакции

или k = 1/τ ln а /а-х

а- исходное количество вещества, х- количество вещества, прореагировавшего за время τ , (а-х) - количества вещества в данный момент времени.

Константа скорости реакции второго порядка определяется по формуле:

k = 1/τ(а-в) ln (а-х)в / (в-х)а

а и в – начальные концентрации веществ.

Порядок реакции определяют по периоду полураспада - времени (τ½ ), в течение которого исходная концентрация вещества уменьшается вдвое. Константа скорости связана с периодом полураспада соотношением

k = ln 2 /τ½ .

Зависимость скорости реакции (или константы скорости реакции) от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на 100 константа скорости реакции увеличивается в 2-4 раза:

k t+10 / k t= V t+10 /Vt = γ(t2 – t 1) /10

Vt и k t скорость и константа скорости реакции при температуре t0 С,

V(t+10) и k (t+10) - те же величины при температуре (t +10)0 С,

γ- температурный коэффициент.

Зная температурный коэффициент можно рассчитать величину V или k при любой температуре.

V2 /V1 = γ Δt /10

Необходимым условием течения любой химической реакции является столкновение молекул реагирующих веществ. Однако не каждое столкновение приводит к химическому взаимодействию. Реагируют только те молекулы (активные молекулы), которые обладают достаточной энергией, чтобы разорвать или ослабить связи в исходных частицах и тем самым создать возможность образования новых молекул. Каждой реакции соответствует определенная величина энергии, необходимая для ее осуществления - энергия активации (Е). Энергия активации - это избыточная энергия молекул по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре, которой должны обладать молекулы, чтобы вступить в химическую реакцию.Зависимость константы скорости реакции от энергии активации Е (Дж/моль) выражается уравнением Аррениуса:

k=Z Р e-E/RT

или E= RT1 T2 ln (k2 -k1 ) / T2 - T1

При протекании химической реакции, концентрации исходных веществ уменьшаются, (если реакция обратима, т е может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях) с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, так как увеличиваются концентрации продуктов реакции. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия. Состояние химического равновесия каждой обратимой реакции характеризуется константой химического равновесия Кр. В случае обратимой химической реакции:

аА + вВ ↔ сС+dD

Зависимость скоростей прямой и обратной реакций от концентраций реагирующих веществ выражается соотношениями:

V1 =k1 [A]а · [B]в; V2 =k2 [C]с · [D]d

В состоянии химического равновесия V1 = V2 , отсюда

k1/k2 =[C] с · [D] d / [A] а · [B] в

К- константа равновесия, величина постоянная при данной температуре. Чем больше константа равновесия, тем глубже протекает реакция, тем больше выход продуктов.

Изменение условий существования химического равновесия (температура, концентрация веществ, давление) вызывает смещение химического равновесия. Направление, в котором смещается равновесие, определяется принципом Ле Шателье: при изменении одного из условий химического равновесия (р, Т, С) происходит смещение равновесия в направлении процесса, ведущего к ослаблению произведенного воздействия.

При повышении температуры равновесие смещается в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ. Удаление из системы одного из продуктов реакции ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции.

Константа равновесия Кр химической реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса Δ G0Т этой реакции уравнением:

ΔG0Т = - RT lnКр

Контрольные вопросы

1.Чтобы получить в единицу времени наибольшее количество вырабатываемого продукта, необходимо ……………. скорость реакций.

2. Закон действующих масс…

3.Система, находящаяся в равновесии характеризуется параметрами….

4.Если Кр=10, то это означает, что…

5.По величине константы равновесия можно судить о…

 

Задачи

1.Как изменится скорость реакции 3SO2 + 6HNO3 à 3H2SO4 + 6NO2 если концентрации SO2 и HNO3 в начальный момент были равны, 0,5 и 0,8 а через некоторое время их концентрации уменьшились вдвое.

2. Скорость реакции 5А +2В = С+Д, равна 4,3 10-5 моль/л.сек, Вычислите константу скорости реакции, если концентрации реагирующих веществ равны 3,2 и 5,6

3.Во сколько раз возрастет скорость реакции, если энергия активации равна 76724,4, а температуры реакции составляют 2730 К и 2930К

4.Запишите выражение для константы равновесия заданной системы, определите в каком направлении сместится равновесие:

а) повышении давления в) понижении давления

с) при увеличении концентрации реагирующих веществ

д) при уменьшении концентрации одного из реагирующих веществ

 

Номер задания   РЕАКЦИЯ
1. 4NH3(г)+5O2(г)=4NO(г)+6H2O(г)
2. CH4(г)+2PCl5(г)=2PCl3(г)+CH2Cl2(г)+2HCl(г)
3. CH4(г)+CO2(г)=CH3COOH(г)
4. 2H2(г)+CO2(г)=HCHO(г)+H2O(г)
5. CO2(г)+H2(г)=HCOOH(г)
6. CO2(г)+3H2(г)=CH3OH(г)+H2O(г)
7. C2H6(г)+CO(г)=CH3COCH3(г)
8. C2H4(г)+H2O(ж)=CH3CH2OH(ж)
9. CO(г)+Cl2(г)=COCl2(г)
10. Mg(OH)2(т)=MgO(т)+H2O(ж)
11. S(т)+2CO3(г)=2CO(г)+SO2(г)
12. NH4Cl(т)=NH3(г)+HCl(г)
13. CaCO3(т)=CaO(т)+CO2(г)
14. Ca(OH)2(т)=CaO(т)+H2O(ж)
15. SiO2(т)+4HF(г)=SiF4(г)+2H2O(г)
16. 2SO2(г)+O2(г)=2SO3(г)
17. 2N2(г) + 6H2O(ж) = 4NH3(г) + 3O2(г)
18. 2CO(г)+ SO2(г) = S(ромб) +2CO2(г)
19. 4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2Cl2(г)
20. 2N2(г) + 6H2O(ж) = 4NH3(г) + 3O2(г)
21. SO2(г) + 2H2S(г) = 3S(к) + 2H2O(ж)
22. CO2(г) + H2(г) = CO(г) + H2O(ж)
23. 2CO(г)+ SO2(г) = S(ромб) +2CO2(г)
24. CO(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(ж)

 

Лабораторная работа


Эта страница нарушает авторские права

allrefrs.ru - 2019 год. Все права принадлежат их авторам!