Реферат: Кинетика физико-химических процессов. Химическое равновесие - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Кинетика физико-химических процессов. Химическое равновесие

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 37 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

1. Теоретическая часть. Ра здел химии, изучающий скорость и механизм протекания физико-химических процессов, называется химической кинетикой. Кинетика позволяет выясни ть реальные механизмы протекания процессов. В химической кинетике разл ичают гомогенные и гетерогенные процессы. Гомогенные процессы протекают во всем объёме, и реагирующие вещ ества находятся в одной фазе. В этом случае молекулы реагирующих веществ находятся в одинаковых условиях. Гетерогенные процессы протекают на гр анице раздела фаз. Скоростью физико-химического процес са называется изменение количества реагирующих веществ в единицу врем ени в единице реакционного пространства. Реакционным пространством в г омогенной системе служит объем сосуда, в котором происходит взаимодейс твие, в гетерогенной – поверхность раздела фаз. Формулы для средних ско ростей этих процессов имеют вид: n n V гом = ------- ; V гетер = ------ n S где, n = n 2 – n 1 , = 2 - 1. n 2 и n 1 – количество молей изменяю щегося в реакции вещества в моменты времени 2 и 1. - объем реакционного пространства, S – площадь границы раздела двух ср ед. Скорость физико-химических процессов величина положительная, поэтом у перед дробью ставят знак . Измеряется : моль/л*с, моль/м І *с. Количество вещества отнесенное к занимаемому об ъему есть мольная концентрация. Т.е. скорость гомогенной реакции есть из менение концентрации одного из реагирующих веществ в еденицу времени: C 2 – C 1 C V гом = ------- = ----- 2 - 1 Скорость реакции зависит от природы реагирующих веще ств, их концентрации, температуры, давления, присутствия в системе катол изаторов и т.д. Закон действия масс : скорость гомог енной химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциона льна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакций. Правило Вант-Гоффа: при увеличении температуры н а каждые 10 скорость химической реакции возрастает в 2-4раза. где Vt 1 и Vt 2 – скорости реакции соответственно при конечной t 2 и начальной t 1 темпера турах, g - температурный коэффиц иент скорости (от 2 до 4), показывающий, во сколько раз возрастает скорость р еакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10 . Одним из наиболее распр остраненных способов изменения скорости является катализ . Катализ может быть гомогенным (реагенты и кат ализатор в одной фазе) и гетерогенным (реагент и катализатор в разных фаз ах) Все физико-химические проце ссы можно разделить на обратимые и необратимые. Состояние процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равн ы, называется химическим равновесием. Для обратимой реакции : aA + bB cC + dD , в состоянии равновесия вы полняется следущее соотношение: C C * C D P C * P D K C = --------- или K p = -------- C A * C B P A * P B Где C A , C B , C C , C D ( P A , P B , P C , P D ) – концентрации (парциаль ные давления) реагирующих веществ ; a , b , c , d – стехиометрические коэффициенты ; К – константа равновесия, выраженн ая через концентрацию или давление. (причем K p = K C ( R T ) , где n = c + d – a – b ) Направление смещения химического равновесия при и зменении условий определяется принципом Ле – Шате лье: если на систему, находящуюся в состоянии равновес ия, оказывается воздействие (изменяются концентрация, температура давл ение), то оно благоприятствует той из двух противоположных реакций, кото рая ослабляет это воздействие. 1. Практическая часть Цель работы: изучить влияние различных факторов на кинетику и равновесие фи зико-химических процессов. 2.1 Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих вещест в. 2.1.1 Описание хода работы. Используя мерный цилиндр в 5 обозначенных пробирках создаем разные концентрации раствора Б (дости гается 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 и з 1 пробирки. В момент сливания засекаем время начала опыта на секундомер е. В момент появления синей окраски фиксируем момент завершения опыта. Д ля 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 2.1.3 Расчет и анализ экспериментал ьных данных. Уравнение реакции : 2KIO 3 +5Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =I 2 +5Na 2 SO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O или 2IO 3 - +5SO 3 2- +2H + =I 2 +5SO 4 2- +H 2 O Рис1.График зависимости скорости протекания реакции от концентрац ии реагирующих веществ. 2.1.4.Выводы. Из графика видно, что скорость является функцией концентраци и реагирующих веществ. Это следует из того, что реагируют те молекулы, кот орые сталкиваются. Поэтому, чем больше концентрация (и следовательно вер оятность столкновения молекул ) реагентов, тем выше скорость протекания реакции. 2.2 Зависимость скорости реакции от температуры. 2.2.1 Описание хода работы. В одну пробирку помещено 20 капель раствора щавелевой кислоты. В дру гой - 20 капель перманганата калия, 20 капель концентрированной серной кисл оты (пробирка охлаждается под струей холодной воды). Обе пробирки и термо метр вставляются в отверстие крышки, которой закрыт химический стакан, н аполненный водой (пробирки и термометр не должны касаться дна стакана). П осле этого стакан ставится на электроплитку и вода нагревается до темпе ратуры 30*С. Затем содержимое пробирки с перманганатом калия выливается в пробирку со щавелевой кислотой, которая остается в стакане. Одновременн о включается секундомер и выключается только при полном обесцвечивани и растворов. Затем опыт повторяется при температурах 40 ,50 и 60 С. Да нные заносятся в таблицу. 2.2.2. Данные опыта. Уравнение реакции: 5H 2 C 2 O+ 2KMnO 4 +3H 2 SO 4 =10CO 2 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +8H 2 O или 5H 2 C 2 O 4 +2MnO 4 - +6H + =10CO 2 +2Mn 2+ +8H 2 O. Таблица 2 № Температура t, o C Время от начала реакции до конца Относительная скор ость реакции u =1/ t , с -1 1 30 30 0.033 2 40 9 0.111 3 50 7 0.142 4 60 3 0.333 2.2.3 Расчет и анализ эксперимен тальных данных. Рис 2. График зависимости скорости протекания реакции о т температуры. 2.2.4 Выводы. Исходя из анализа полученных данных можно заключить, что скорость физико-химического процесса непос редственно зависит от температуры. Повышение температуры влечет за соб ой возрастания числа активных молекул, обладающих избыточной энергией. Избыточная энергия позволяет молекулам добиться того, чтобы столкнове ния были эффективными. Эта энергия также называется э нергией активации. 2 .3 Зависимос ть скорости гетерогенной реакции от величины поверхности реагирующих веществ. 2.3.1 Описание хода работы. Даны 2 пробирке с 10% раствором со ляной кислоты. В одну из них помещают мел, в другую – мрамор (в одинаковых количествах). 2.3.2 Данные опыта. В пробирке с мелом реакция протекает более интенсивно. В пробирке с мрамор ом реакция протекает значительно медленнее. Уравнение реакции: CaCO 3 +2HCl = CaCl 2 +H 2 0+CO 2 ­'ad 2.3.3 Расчет и анализ экспериментальных данных. Величина поверхности мел а значительно больше, чем мрамора. Это связано с особенностями строения этих веществ. Мел имеет более рыхлую структуру чем мрамор. 2.3.4 Выводы. Величина поверхности вещ ества влияет на скорость реакции. Чем больше поверхность вещества, тем б ольше скорость протекания гетерогенной реакции. 2.4 Влияние концентрации реаг ирующих веществ на состояние равновесия. 2.4.1 Описание хода работы. В стакан налито 10 мл 2-х %-го ра створа FeCl 3 и добавлено 10 мл 1 %-го раствора KCNS. П олученный раствор разделен на 4 пробирки. В 1-ю добавляется 3-5 капель концен трированного раствора FeCl 3 , во вторую – 2-3 к апли концентрированного раствора KCNS, в третью помещено немного твердого KCl. Четвертая пробирка является контрольной. C равнивается интенсивность окраски по лученных растворов. Данные записываются в таблицу. 1.4.2.Данные опыта. Таблица 3 № Добавленное вещество Изменение интенсивности окраски (усиление, ослабление) Направле ние смещения равновесия 1 FeCl 3 Усиление ®'ae 2 KCNS Усилен ие ®'ae 3 KCl Ослабление ¬'ac 4 – – – – “'1c Уравнение реакции: FeCl 3 +3KCNS Fe(CNS) 3 +3KCL 2.4.3 Расчет и анализ экспериментальных данных. В первой пробирке концент рация FeCl 3 увеличилась, и интенсивность окраски усилилась, это связано с тем, что равновесие сместилось в сторон у продукта реакции, усиливающего интенсивность окраски. Во второй проби рке увеличилась концентрация KCNS и интенсивность окраски усилилась т.к. ра вновесие сместилось в сторону продукта реакции, усиливающего интенсив ность окраски. В третей пробирке увеличилась концентрация KCl и интенсивн ость окраски ослабилась, т.к. равновесие сместилось в сторону реагентов и скорость протекания реакции уменьшилась. 2.4.4. Выводы. При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещаетс я в сторону продуктов реакции. При увеличении продуктов реакции равнове сие смещается в сторону исходных веществ. Это один из случаев действия п ринципа Ле-Шателье (изменение концентрации). 2.5 Влияние температуры на со стояние равновесия. 2.5.1 Описание хода работы. В пробирке находится 4-5 мл. раствора крахмала. К нем приливаю т несколько капель раствора йода до появления синего окрашивания. Снача ла пробирку нагревают в сосуде с горячей водой, а затем охлаждают до комн атной температуры. 2.5.2. Данные опыта. Уравнение реакции (схема): иод + крахмал иодокрахмал ( D Н<0). При нагревании окраска ослабевает. При охлаждении окраска усили вается. 2.5.3. Выводы. При повышении температуры равновесие смещается в сторону протекания э ндотермического процесса ( D Н>0), а понижение температуры вызывает смещение равновесия в сторону экзотер мической реакции ( D Н<0). 3. Контрольные вопросы. 1. Объясните физический смы сл константы скорости. Укажите факторы, влияющие на численное значение к онстанты скорости. К онстанта скорости k показывает, с какой скорость ю идет химический процесс при концентрациях реагирующих веществ равны х 1 моль/л. На числовое значение константы скорости влияет температура, пр ирода реагирующих веществ, присутствие катализаторов. 2. Во сколько раз измениться скорость прямой и обратной реакций 2SO 2 (г) + О 2 (г) = 2SO 3 если объем газовой смеси уменьшить в 3 раза. u 0 =k* С 2 SO2 *C O2 u 1 =k*(3C SO2 ) 2 *3C O2 =27*k*C 2 SO2 *C O2 u 1 / u 0 =27. 3. Вычислить значение энергии активации реакции, скорость которой при 300 К в 10 раз больше, чем при 280 К. Т 1 =280К u Т2= u Т1 * g (Т2-Т1)/10 g = Ц'26 10 Т 2 =300К lg g = (E a /2,3R)*((T 2 -T 1 )/(T 2 *T 1 )) Е а =? E a =80,3 кДж/моль u Т2 =10 u Т1 Белорусский государственн ый университет информатики и радиоэлектроники. Кафедра Химии. Отчет по лабораторной работе №1 “ Кинетика физико-химических проц ессов. Химическое равновесие. ” Проверил преподаватель Выполнил студент 1 курса Соловей Нина Петровна группы 050506 ФКСиС Бутылецкий Д.В. Г. Минск 2000
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
МИД России принес извинения Макфолу.
В предыдущей телеграмме, направленной на его имя, телеграфистка допустила ошибку не допечатав одну букву и в заголовке получилось "американскому ..ослу Макфолу".
Он очень расстроился ...
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "Кинетика физико-химических процессов. Химическое равновесие", также как и все другие рефераты, курсовые, дипломные и другие работы вы можете скачать бесплатно.

Смотрите также:


Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru