Студопедия

Главная страница Случайная страница

Разделы сайта

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника






Кинетика и равновесие

 

Методические указания к лабораторным работам по курсу «ХИМИЯ»

 

 

СОСТАВИТЕЛИ:

БЕЛОВА С.Б

ГРИШИНА Н.Д.

ГОРЛАЧЕВА Т.К.

 

МОСКВА 2002

 

 

Цель работы: изучение влияния концентрации веществ на скорость химической реакции и смещение химического равновесия.

 

1.СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Переход системы из одного состояния в другое, в том числе и химическая реакция, всегда протекает во времени и измеряется скоростью химической реакции. Скорость химической реакции показывает число химических взаимодействий в единице объема[1] или на единице площади поверхности раздела фаз[2] за единицу времени. Измеряется скорость реакции v изменением концентрации С реагирующего вещества в единицу времени t:

v =±С21/t2-t1=±∆ С/∆ t. (1)

Скорость реакции зависит от следующих факторов:

1. концентрации реагирующих веществ,

2. температуры и природы реагирующих веществ

3. присутствия в системе катализатора.

При практическом использовании химических реакций важно знать, с какой скоростью будет протекать данная реакция в тех или иных условиях, и как нужно изменять эти условия, чтобы реакция протекала с требуемой скоростью. Раздел химии, изучающий скорости химических реакций, называется химической кинетикой.

 

1.1. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени некоторых чисел, определяемых опытным путем.

 

В общем случае для реакции

a A+ b B+ d D+…= f F+…

экспериментально определенная зависимость скорости от концентрации выражается кинетическим уравнением

v = k Сά AСβ BСδ D, ……………………………………………………. (2)

в котором:

- a, b, d – стехиометрические коэффициенты;

- α, β, δ – экспериментально определяемые числа, являющиеся степенями концентрации реагирующих веществ;

- k – константа скорости реакции.

Показатель степени концентрации реагирующих веществ в кинетическом уравнении реакции (α, β, δ) называется порядком реакции по данному веществу.

Общим порядком химической реакции, или просто порядком реакции, называется величина, равная сумме показателей степени концентрации реагентов в кинетическом уравнении реакции (α + β + δ).

 

1.2. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ

При повышении температуры обычно скорость химических реакций увеличивается в соответствии с правилом Вант-Гоффа, утверждающем. Что при повышении температуры на каждые 100С скорость реакции и ее константа скорости увеличиваются в 2-4 раза:

v Т+10 / v Т= k Т+10 / k Т= γ (≈ 2-4). (3)

Более точно зависимость константы скорости реакции k от температуры Т описывается уравнением Аррениуса

ln k =B-A/T, (4)

где А и В – постоянные, для определения которых достаточно иметь минимум лва значения константы скорости (самой скорости или времени прохождения процесса до некоторого предела) при двух температурах. Для этого составляется система из двух уравнений с двумя неизвестными А и В.

Коэффициент А, умноженный на газовую постоянную R, представляет собой энергию активации, Е а:

Е а =AR=R∙ (T1∙ T2 /T2-T1) ∙ ln k2 / k1 =8, 314∙ 2, 303∙ (T1∙ T2 /T2-T1) ∙ lg k2 / k1 =

19, 14∙ (T1∙ T2 /T2-T1) ∙ lg k2 / k1 (Дж/моль). (5)

Энергия активации – это то избыточное количество энергии по сравнению со средней величиной, которой должна обладать молекула в момент столкновения, чтобы быть способной к химическому взаимодействию.

Энергия активации связана с константой скорости уравнением Аррениуса (другая его форма)

k =C∙ e-E а/ RT, (6)

где С – постоянная; e – основание натурального логарифма. Чтобы вычислить энергию активации реакции, достаточно знать два значения константы скорости (скорости, времени прохождения реакции) при двух температурах.

1.3. ВЛИЯНИЕ КАТАЛИЗАТОРА

Эффективный способ регулирования скорости реакции основан на применении катализатора.

Катализаторы – это вещества, которые повышают скорость химической реакции.

Катализатор вступает во взаимодействие с реагентами с образованием промежуточного химического соединения и освобождается в конце реакции. В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции.

Влияние, оказываемое катализаторами на химические реакции, называется катализом.

Влияние катализатора не сказывается на положении химического равновесия, поскольку он в равной мере ускоряет и прямую и обратную реакции, и таким образом, не вызывает смещения равновесия.

 

 

2. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

 

Все химические реакции, в принципе, обратимы. Это означает, что в реакционной смеси осуществляется как взаимодействие реагентов (при этом образуются продукты), так и взаимодействие продуктов (при этом образуются реагенты).

В соответствии с уравнением конкретной обратимой реакции различают прямую реакцию, протекающую по уравнению слева направо, и обратную реакцию, протекающую по уравнению справа налево:

прямая реакция

Реагенты Û Продукты

обратная реакция

Прямая и обратная реакции протекают одновременно в противоположных направлениях.

Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия.

 

Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия реакции. Для общего случая химической реакции

a A+ b B+… = с С+ d D+…

константа равновесия реакции К есть постоянная при данной температуре величина, выражающая соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции (числитель) и реагентов (знаменатель):

К=[С] с [D] d …/[A] a [B] b …. (7)

Равновесные концентрации обозначаются формулами веществ, заключенными в квадратные скобки.

 

3. СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ.

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ

 

При изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается. В результате преимущественного протекания реакции в одном из возможных направлений устанавливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесию называется

смещением химического равновесия. Направление этого смещения подчиняется принципу Ле Шателье:

если для системы, находящейся в состоянии химического равновесия, изменить какое-либо условие, влияющее на равновесие (концентрация, температура, давление), то система ответит самопроизвольным процессом, направленным на уменьшение этого изменения.

Влияние концентрации. Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

при повышении концентрации одного из реагентов равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;

при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования реагентов.

Такое влияние проявляется при добавлении в реакционную смесь лишь одного реагента или продукта; количества же остальных реагентов остаются неизменными и расходуются при последующем протекании прямой или обратной реакции до установления нового положения равновесия.

Влияние температуры. Все химические реакции протекают с изменением энтальпии. В каждой обратимой реакции одно из ее направлений (прямая и обратная реакция) отвечает экзотермическому процессу, а другое – эндотермическому.

Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам:

при повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры – в направлении экзотермической реакции.

Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ (реагентов, продуктов), сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от реагентов к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.

Влияние изменения давления на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам:

при повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (реагентов или продуктов) с меньшим объемом;

при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (реагентов или продуктов) с большим объемом.

 

4. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

 

4.1.ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ НА СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Рассмотрим обратимую реакцию взаимодействия хлорида железа (III) (FeCl3) с роданидом аммония (NH4CNS) с образованием роданида железа (Fe(CNS) 3) и хлорида аммония (NH4Cl):

FeCl3+3NH4CNS Û Fe (CNS) 3+3NH4Cl. (8)

Красное окрашивание роданида железа позволяет следить за сдвигом химического равновесия при изменении концентрации одного из реагентов или продуктов реакции.

Выполнение опыта.

Налейте в пробирку 10 мл разбавленного раствора FeCl3 и добавьте 10 мл разбавленного раствора NH4CNS.

Разлейте раствор поровну в четыре пробирки. В первую добавьте несколько капель концентрированного раствора хлорида железа, во вторую ложечку сухого раствора роданида аммония, в третью насыпьте немного сухого хлорида аммония. Сравните окраску растворов в трех пробирках с окраской в четвертой контрольной пробирке и сделайте вывод о влиянии концентрации на смещение химического равновесия.

Результаты опыта оформите в виде таблицы 1.

Таблица 1

Влияние концентрации веществ на смещение химического равновесия

№ пробирки Добавление вещества Изменение окраски роданида железа Fe (CNS) 3 Смещение химического равновесия
  FeCl3   NH4CNS   NH4Cl
  FeCl3 конц. - - Интенсивность окраски усиливается вправо →
  - NH4CNS сухой - Интенсивность окраски усиливается вправо →
  - - NH4Cl Сухой Интенсивность окраски ослабевает влево ←
  FeCl3 разбавл. NH4CNS разбавл. - Раствор красного цвета   ↔

 

Вывод: При увеличении концентрации реагентов (FeCl3 или NH4CNS) химическое равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции. Наблюдаем усиление интенсивности окраски раствора. При увеличении концентрации одного из продуктов реакции (NH4Cl) химическое равновесие смещается в сторону реагентов. Наблюдаем ослабление интенсивности окраски раствора.

 

4.2. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ

Изучим зависимость скорости разложения тиосерной кислоты от концентрации реагирующих веществ. Тиосульфат натрия Na2S2O3 устойчив в кристаллическом состоянии и в не слишком кислотных растворах. В кислотных растворах образуется тиосерная кислота:

Na2S2O3+ H2SO4= H2S2O3+ Na2S2O4,

или

S2O32- + 2H+= H2S2O3. (9)

Эта реакция проходит быстро, но образующаяся тиосерная кислота неустойчива и самопроизвольно разлагается с образованием серы и сернистой кислоты:

H2S2O3=S+ H2SO3. (10)

Эта реакция проходит сравнительно медленно, за ее прохождением удобно следить по образованию суспензии серы. Скорость образования серы зависит от концентрации кислоты, температуры и других факторов.

Можно предположить, что образование серы проходит по реакции, описываемой уравнением, получаемым объединением уравнений (9) и (10):

S2O32- + 2H+= S + H2SO3. (11)

Если проходит именно такая реакция, то ее скорость будет определяться кинетическим уравнением

v = k С S2O32- С2 H+, ( 12 )

и при экспериментальном подтверждении можно предположить, что реакция проходит именно по уравнению (12).

Постановка эксперимента основывается на том, что по плотности суспензии серы судят о количестве разложившейся тиосерной кислоты.

Опыты проводятся в колбе, на стенке которой нанесена цветная (черная или синяя) полоска. В начале опыта эта полоска четко просматривается через прозрачный раствор Na2S2O3. После добавления в раствор серной кислоты начинается постепенное образование суспензии серы, раствор становится мутным и цветная полоска, которую рассматривают сквозь раствор, становится невидимой. При этом следует стараться отсчет времени продолжать каждый раз до одинаковой мутности раствора.

 

Выполнение. Опыты проводим с постоянной концентрацией серной кислоты и различной концентрацией тиосульфата натрия (табл.2).

 

1). В пробирку влить из бюретки 10 мл раствора H2SO4, а в колбу - 5 мл раствора Na2S2O3 и 10 мл H2O. Раствор серной кислоты быстро вылейте из пробирки в колбу с раствором тиосульфата натрия. Тотчас начните отсчет времени по секундомеру, одновременно осторожно перемешивайте раствор пробиркой-трубочкой, опустив ее 2-3 раза до дна колбы.

Продолжая отсчет времени, наблюдайте за цветной полоской через слой раствора в колбе. В тот момент, когда полоска перестает просматриваться через раствор, запишите время (Δ τ) прохождения реакции. Вылейте раствор из колбы, промойте ее водой, протирая ершиком для удаления осадка серы со стенок колбы (предполагают, что сера катализирует разложение тиосерной кислоты).

 

2). Проведите опыты с большей концентрацией тиосульфата натрия. Сначала увеличьте концентрацию тиосульфата в 2 раза (10 мл раствора тиосульфата натрия и 5 мл воды), затем в 3 раза (15 мл раствора тиосульфата натрия) (табл.2).

3). Сведите все данные в таблицу (табл.2), записывая в нее объемы исходных растворов и дистиллированной воды, время прохождения реакции (Δ τ) и скорость реакции, условно приняв ее равной обратному времени (1/ Δ τ).

 

 

Таблица 2

Относительная концентрация Сотн Объемы исходных растворов, мл время прохождения реакции Δ τ, с Скорость реакции v (v =1/ Δ τ), с-1
вливается в одну колбу в пробирку
  Na2S2O3   H2O   H2SO4
           
           
           

 

4). Постройте график зависимости скорости прохождения реакции (1/Δ τ) от относительной концентрации раствора (С). Для этого на лист миллиметровой бумаги нанесите две прямоугольные оси координат. По оси абсцисс (ось x) отложите независимую переменную С, т.е. величину, задаваемую самим экспериментатором. По оси ординат (ось y) отложите определяемую величину 1/Δ τ.

На осях координат указывается символ величины, и рядом, после запятой, единица измерения, причем десятичный множитель относится к единице измерения (рис.). Числовые значения экспериментальных точек ни на оси координат, ни рядом с точкой не записываются.

v ∙ 10-4, с-1

3

 

2

 
 


1 …

 

1 2 3 Сотн

Рис. Пример зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Масштабы на координатных осях следует выбирать так, чтобы координаты любой точки на графике определялись легко и быстро без ненужных расчетов. Наиболее удобно расстояние между двумя соседними делениями выбирать так, чтобы оно составляло одну, две, пять, десять единиц измеренной величины, или же равнялось тем же числам, умноженным на постоянный множитель 10±n, где n – целое число.

Масштаб должен быть таким, чтобы экспериментальные точки не сливались друг с другом и, по возможности, располагались по диагонали графика, т.е. таким образом, чтобы угол наклона кривых на графике был близок 450 (рис.).

5). Сделайте вывод о влиянии концентрации тиосульфата натрия на скорость реакции.

 

 

ЛИТЕРАТУРА

1. Зайцев О.С. Исследовательский практикум по общей химии. Учеб.пособие. М.: Изд-во МГУ, 1994, 480 с.

2. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов./ Под ред. В.А.Рабиновича. Л.: Химия, 1983, 704 с.

3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Учебное пособие для вузов./ Под ред. В.А.Рабиновича и Х.М.Рубиной. Л.: Химия, 1985, 264 с.

 

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

 

1. Скорость химических реакций……..…………………………………………3

1.1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ…………………………………………………………………….………3

1.2. Зависимость скорости реакции от температуры ……………………4

1.3 Влияние катализатора ………………………………………………..5

2. Химическое равновесие……….………………………………………………6

3. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье ………………..7

<== предыдущая лекция | следующая лекция ==>
Исследование гетерогенной каталитической реакции | Раздел 1. Тепловые эффекты химических реакций




© 2023 :: MyLektsii.ru :: Мои Лекции
Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав.
Копирование текстов разрешено только с указанием индексируемой ссылки на источник.