СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОЕ

РАВНОВЕСИЕ

Цель работы - изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов: концентрации, температуры, катализатора. Изучение влияния концентраций веществ на химическое равновесие и его смещение.

 

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

 

Раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций, а также их зависимость от различных факторов (концентрации, температуры, природы реагирующих веществ, присутствия катализатора, давления и т.д.), называется химической кинетикой. Химические реакции протекают с самыми различными скоростями. Многие реакции – взрывы смесей газов – протекают практически мгновенно. Но с другой стороны химические реакции в почвах, в горных породах, коррозия металлов протекают десятки и сотни лет.

Если взаимодействующие вещества и продукты реакции находятся в одинаковом агрегатном состоянии, то такая реакционная система называется гомогенной (однофазной). Например:

 

2NO _(газ) + О_{2 (газ)} = 2NO_2(газ)

 

Реакционная система, состоящая из двух и более фаз, называется гетерогенной и в ней всегда есть поверхность раздела. Например:

 

Zn _(тв.) + HCl _(ж) ⇄ ZnCl_{2 (ж)} + Н_{2 (газ)}

 

Скорость реакции - это изменение количества реагирующего (исходного) вещества или получающихся веществ (продуктов) в единицу времени в единице реакционного пространства. В гомогенных реакциях таким пространством является объем реакционного сосуда, в гетерогенных – поверхность раздела, на которой протекает реакция. Средняя скорость гомогенной реакции за промежуток времени Dt:

 

(моль/л_*с) (1)

 

Если изменение концентрации относят к бесконечно малому промежутку времени (Dt®0), то говорят об истинной скорости

 

v (2)

Т. е. истинная скорость определяется как первая производная от концентрации по времени.

С ‑ молярная концентрация (моль/л)

t - время (чаще в секундах, возможно в минутах, часах и др.)

DС = С₂ ‑ С₁; С_2. и С_1. – конечная и начальная концентрация исходных веществ или продуктов реакции.

Скорость химических реакций зависит от факторов: природы реагирующих веществ; от их концентрации; от температуры; от присутствия катализаторов.

Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции можно наблюдать на примере взаимодействия фтора с водородом – реакция идет с взрывом, даже в темноте, и хлора с водородом – реакция идет медленно, даже на свету.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс (з.д.м.): при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени равным их стехиометрическим коэффициентам.

Для гомогенной системыmA + nB⇄ pC + gD к инетическое уравнение имеет вид:

где - константа скорости, (коэффициент пропорциональности), зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

При v . В этом физический смысл константы скорости. Эта величина специфична для каждой реакции.

Если процесс идет стадийно, то скорость его определяется скоростью самой медленной стадии. Так, используемая в опытах 1 и 2 реакция, описываемая общим уравнением

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ ⇄ Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S¯,

 

протекает в три стадии:

1. Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = H₂S₂O₃ +Na₂SO₄

2. H₂S₂O₃ = H₂SO₃ + S ¯

3. H₂SO₃ = SO₂ + H₂O,

из которых реакции первой и третьей стадий идут практически мгновенно, а реакции второй стадии – медленно. Именно она и определит скорость суммарного процесса, т.е. будет зависеть только от концентрации тиосерной кислоты Н₂S₂O₃, количество которой пропорционально количеству тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ при наличии избытка серной кислоты. Таким образом, уравнение скорости реакции запишется:

В случае гетерогенных реакций концентрации твердых фаз остаются неизменными (реакции протекают на поверхности раздела), эти постоянные концентрации объединяют с константой скорости и получают новую постоянную. Таким образом, в математическое выражение з.д.м. концентрация твердой фазы не входит.

Например, для реакции горения угля С_(тв) + О₂ = СО_{2 (газ)} скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода:

Влияние температуры на скорость реакции устанавливают либо точно, по уравнению Аррениуса, либо приближенно по правилу Вант-Гоффа: повышение температуры на каждые 10^оС увеличивает скорость реакции примерно в 2-4 раза . Математически эта зависимость выражается уравнением:

,

где Δ t = t_кон ‑ t_нач- разность конечной и начальной температур;

γ - температурный коэффициент скорости реакции;

v_нач., v_кон - скорости реакции при начальной и конечной температурах.

Температура влияет на скорость реакции, увеличивая константу скорости. Отношение, показывающее, во сколько раз увеличилась константа скорости при увеличении температуры на 10^о, называется температурным коэффициентом скорости реакции, т.е.

,

где k_t, k_t+10^о – константы скорости при температурах t и t+10^о.

Скорость химической реакции изменяется в присутствии катализатора. Катализаторы – это вещества, влияющие на скорость химической реакции, но остающиеся после реакции в химически неизменном виде и первоначальном количестве. Катализаторы, ускоряющие реакцию, называются положительными, замедляющими ее – отрицательными. Явление, вызывающее изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов, называется катализом. Различают катализ гомогенный (реагирующие вещества и катализатор находятся в одинаковом агрегатном состоянии) и гетерогенный (реагирующие вещества и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях).

Все химические реакции можно разделить на необратимые, которые протекают в одном направлении и до конца (с выпадением осадка, выделением газа, образованием малодиссоциирующих веществ), и на обратимые, которые идут в двух противоположных направлениях и не доходят до конца. Таких процессов большинство, и любой из них идет до состояния, когда скорость прямой реакции становится равна скорости обратной реакции, т.е. до так называемого состояния химического равновесия.

Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия К, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Для процесса: mA + nB ⇄ pC + gD

 

где[A]; [B]; [C]; [D] – равновесные концентрации веществ А; В; С; D;

m, n, p, g – стехиометрические коэффициенты.

Константа равновесия является математическим выражением закона действия масс в приложении к химическому равновесию. Поэтому для гетерогенных систем в выражение константы равновесия не входят концентрации твердых фаз.

Химическое равновесие подвижно, динамично. Подвижность химического равновесия позволяет внешним воздействием на равновесную систему изменять ее состояние, т.е. смещать равновесие либо в сторону прямой, либо в сторону обратной реакции. Правило, позволяющее предвидеть направление смещения равновесия, называется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие (изменить концентрацию, давление, температуру), то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.

Так, при повышении температуры равновесие смещается в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты, т.е. в сторону эндотермической реакции. Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, приводящей к образованию меньшего числа газообразных молекул, при уменьшении давления – наоборот, и не оказывает влияние (не вызывает смещения равновесия) при одинаковом числе молей газообразных веществ слева и справа (реакции идут без изменения объема).

Уменьшение концентрации одного из веществ вызовет смещение равновесия в сторону образования этого вещества.

В соответствии со сказанным для гомогенной равновесной системы

N₂O_4(газ) ⇄ 2NO_2(газ), DН = +23, 2 кДж/моль

имеем

.

Смещению равновесия вправо способствует:

а) увеличение концентрации N₂O₄

б) уменьшение концентрации NO₂

в) повышение температуры

г) понижение давления.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ 1. ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ

НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ.

О скорости реакции можно судить по скорости изменения какого-либо свойства системы, например, окраски, электропроводности, давления, спектра и т.д.

В предлагаемом опыте, преследующем цель убедиться в справедливости закона действия масс, измеряется не скорость реакции, а промежутки времени между началом реакции и видимым результатом ее. Однако этот промежуток времени связан определенным соотношением со скоростью реакции: чем больше скорость, тем меньше промежуток времени.

В основу опыта положено взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой. Процесс этот, протекая многостадийно (см. выше), приводит к слабой опалесценции и дальнейшему помутнению раствора от выпавшей свободной серы:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄+H₂O+SO₂+S¯

Ваша задача – зафиксировать время слабого помутнения раствора в трех вариантах, в каждом из которых реагирует равное количество серной кислоты с одним и тем же количеством тиосульфата натрия, при различных начальных концентрациях тиосульфата натрия.

Выполнение опыта. Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие пробирки внести: в первую – 5 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 10 капель воды, во вторую – 10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 5 капель воды, в третью - 15 капель 1н раствора тиосульфата натрия без воды.

Таблица 1

Влияние концентрации на скорость химической реакции.

 

№ пробирки (наблюдения)	Число капель раствора Na2S2O3	Число капель Н2О	Общий объем раствора (число капель)	Концентрация Na2S2O3, (условная)	Время течения реакции по секундомеру, t (с)	Скорость реакции v = 1/t, (усл. ед)
				1С
				2С
				3С

 

Таким образом, начальная концентрация Na₂S₂O₃ будет: в пробирке №1– 1С в пробирке №2 – 2С, в пробирке №3 – 3С.

Включить секундомер. В пробирку №1 добавить одну каплю 2н раствора серной кислоты. По секундомеру измерить время от момента добавления кислоты до появления в растворе заметной опалесценции. Также добавить по одной капле 2н серной кислоты в пробирки №2 и №3, отмечая время до появления в растворе опалесценции.

Данные опыта занести в таблицу 1. Рассчитать относительную скорость реакции и вписать ее значения в таблицу. Оформить результаты наблюдений в виде графика, откладывая на оси абсцисс концентрацию тиосульфата натрия в виде равномерно стоящих от начала координат трех точек, на оси ординат – относительную скорость. Сделать вывод о характере этой зависимости, а также о том, почему зависимость должна выражаться прямой линией и почему в качестве первой точки этой прямой правомерно использовать точку начала координат.

 

ОПЫТ 2. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ

РЕАКЦИИ.

В основе опыта лежит та же реакция, что и в опыте 1:

Na₂S₂O₃ + Н₂SO₄ = Na₂SO₄+ Н₂О+ SO₂+S¯

Ваша задача – зафиксировать время появления опалесценции раствора при различных температурах, но одинаковых концентрациях реагирующих веществ.

Выполнение опыта. Налить в стаканы на 1/2 высоты воду: в первый стакан – водопроводную, во второй – смесь водопроводной и горячей (температура должна быть на 10^оС выше, чем в первом стакане), в третий – горячую (температура на 10^о выше, чем во втором стакане).

В три пробирки набрать по 10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и опустить по одной в стаканы.

Замерить температуру в стаканах. Не вынимая пробирку с тиосульфатом, добавить в нее 1 каплю 2н серной кислоты и измерить время по секундомеру от момента добавления кислоты до появления легкой опалесценции. Повторить опыты с раствором тиосульфата и серной кислотой при двух других температурах. Произвести отсчет времени реакции по секундомеру, как и в первом случае. Результаты наблюдений внести в таблицу 2.

Таблица 2

Влияние температуры на скорость реакции.

 

№ наблюдения	Температура опыта, оС	Время течения реакции по секундомеру, t (с)	Скорость реакции , (усл. ед)

 

Оформить результаты наблюдений в виде графика, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат – относительную скорость реакции. Сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции, отметив, почему графическая зависимость от температуры не может выражаться прямой линией. Используя уравнение Вант-Гоффа, установить форму линии и ответить, почему нельзя начинать эту линию от начала координат.

ОПЫТ 3. ВЛИЯНИЕ КАТАЛИЗАТОРА НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ

РЕАКЦИИ.

Изучить влияние катализатора на скорость реакции можно на примере восстановления перманганата калия. Процесс протекает при комнатной температуре медленно. Ускоряют эту реакцию ионы марганца (II).

Выполнение опыта. В две пробирки поместить несколько капель раствора KMnO₄, 1М раствора щавелевой кислоты и серной кислоты. В одну из них бросить кристаллик MnSO₄. Через некоторое время отметить изменение окраски растворов в пробирке. Сделать вывод о роли MnSO₄. Написать уравнение реакции.

2KMnO₄ + 5H₂C₂O₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 10CO₂ + 8H₂O

 

ОПЫТ 4. СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ ПРИ ИЗМЕ

НЕНИИ КОНЦЕНТРАЦИИ ВЕЩЕСТВ.

Обратимая реакция между хлоридом железа (III) и роданидом калия или роданидом аммония протекает по уравнению:

FeCl₃ + 3KCNS ⇄ Fe(CNS)₃ + 3KCl

Образующийся в результате реакции роданид железа (III) имеет темно-красный цвет. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(CNS)₃, т.е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.

Выполнение опыта. В одну пробирку налить примерно 10 мл 0, 0025 н раствора хлорида железа (III) и добавить такое же количество 0, 0025 н раствора роданида калия или аммония. Раствор размешать стеклянной палочкой и содержимое разлить в 4 пробирки. Одну из пробирок оставить в качестве контрольной (для сравнения). Внести в первую пробирку концентрированный раствор хлорида железа, во вторую – несколько капель насыщенного раствора роданида калия, в третью – немного твердого хлорида калия. Осторожно перемешайте растворы в пробирках и сопоставьте интенсивности окраски полученных растворов с цветом исходного раствора в контрольной пробирке.

Составить уравнение реакции. Написать выражение для константы равновесия. Результаты наблюдений занесите в таблицу 3.

Таблица 3

Влияние концентрации веществ на смещение равновесия

 

№ пробирки	Добавляемое вещество	Изменение интенсивности окраски (ослабление, усиление)	Направление смещения равновесия (вправо, влево)
	FeCl3
	KCNS
	KCl

 

Лабораторная работа №3

⇐ Предыдущая12345678Следующая ⇒

Поделиться:

Популярное:

1. III. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ
2. IV.2. ХИМИЧЕСКОЕ СТРОЕНИЕ НУКЛЕИНОВЫХ КИСЛОТ
3. NFMC-30 -инновационный коктейль оказывает комплексное интенсивное воздействие на все аспекты старения, запускает ряд биохимических реакций, восстанавливающих кожу.
4. Агрохимическое обоснование системы удобрения
5. АЛХИМИЧЕСКОЕ ДЕЛАНИЕ И СВЯТАЯ МЕССА
6. Биохимическое исследование крови
7. Влияние физических и химических факторов па м/о
8. Гликолиз, суть его реакций, энергетика, синтез сахаров при обращении гликолиза; цикл ди- трикарбоновых кислот, характеристика основных стадий цикла.
9. Изотопный обмен.Особенности реакций изотопного обмена.
10. Каротиноиды, химическое строение, свойства, спектры поглощения, функциональное и экологическое значение.
11. Классификация условий и характера труда на рабочем месте по наличию вредных химических веществ и аэрозолей преимущественно фиброгенного действия
12. Концепции структуры химических соединений (структурной химии)