СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

Взаимодействие водного раствора тиосульфата натрия с серной кислотой протекает по уравнениям:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S₂O₃,

H₂S₂O₃ = SO₂ + S + H₂O.

Нерастворимая в воде сера выделяется в виде мути. Промежуток времени между началом реакции и ее видимым результатом (появлением мути) связан со скоростью реакции: чем больше скорость (v), тем меньше время (t).

Для проведения опыта необходимы три бюретки, заполненные:

1) раствором тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ ();

2) раствором серной кислоты H₂SO₄;

3) водой.

Три чистые пробирки нумеруем: «1», «2», «3».

В первую пробирку из бюретки наливаем 6 мл раствора Na₂S₂O₃.

Во вторую пробирку – 4 мл раствора Na₂S₂O₃ и 2 мл H₂O из бюретки.

В третью пробирку наливаем 2 мл раствора Na₂S₂O₃ и 4 мл H₂O.

Три другие чистые пробирки помечаем буквой «к» (кислота). В каждую из этих пробирок наливаем из бюретки по 2 мл раствора H₂SO₄.

В первую пробирку с тиосульфатом натрия вливаем из пробирки «к» отмеренное количество серной кислоты и, быстро взболтав, включаем секундомер. Измеряем время до момента появления мути, полученный результат записываем в таблицу 2. Аналогичные опыты проделываем с растворами в других пробирках.

 

Таблица 2 – Результаты эксперимента

 

Номер пробирки	Объем раствора V, мл	Относительная концентрация	Время t, сек	Относительная скорость реакции
Na2S2O3	H2O
			2/3
			1/3

На миллиметровке начертите график зависимости относительной скорости реакции от концентрации реагента, рис.34.

Рисунок 34 – график зависимости относительной скорости реакции от концентрации реагента

 

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагентов.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Влияние температуры на скорость реакции можно также проследить по времени помутнения подкисленного раствора тиосульфата натрия.

Наливаем в одну пробирку 4 мл раствора тиосульфата натрия, а в другую – 4 мл раствора серной кислоты. В стакан объемом 500 мл наливаем до половины воду комнатной температуры. Обе пробирки помещаем в стакан с водой. Через 4-5 минут измеряем температуру воды в стакане. Выливаем содержание одной пробирки в другую, перемешиваем полученную смесь, ставим пробирку в стакан и включаем секундомер. Измеряем время до момента появления мути, полученный результат записываем в таблицу.

В две другие пробирки наливаем 4 мл раствора Na₂S₂O₃ и 4 мл раствора H₂SO₄. В стакан добавляем горячую воду, чтобы температура воды в стакане повысилась на 10 ^оС. Пробирки ставим в стакан с водой для термостатирования. Через 5 минут выливаем содержание одной пробирки в другую, перемешиваем полученную смесь, ставим пробирку в стакан и включаем секундомер. Измеряем время до момента появления мути, полученный результат записываем в таблицу.

Опыт повторяем, увеличив температуру воды в стакане еще на 10 ^оС (то есть на 20^о выше комнатной). Полученные результаты записываем в таблицу 3.

 

Таблица 3 – Результаты эксперимента

 

Номер опыта	Температура опыта, оС	Время реакции, t, сек	Относительная скорость

Рассчитываем, во сколько раз увеличивается скорость реакции при нагревании на каждые 10 ^оС:

На миллиметровке начертите график зависимости относительной скорости реакции от температуры (для температуры и скорости масштабы удобнее брать разные), рис. 35.

Рисунок 35 – график зависимости относительной скорости

реакции от температуры

 

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры, отметьте, во сколько раз увеличивается скорость реакции при нагревании на каждые 10 ^оС.

 

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

 

Большинство химических реакций обратимы, т. к. они протекают в прямом и обратном направлениях:

Н₂ + I₂ Û 2 HI.

В соответствии с законом действующих масс скорость прямой реакции выражается уравнением:

v_пр = k₁ ´ [H₂] ´ [I₂].

Скорость обратной реакции

v_обр = k₂ ´ [HI]²,

где [H₂], [I₂], [HI] – равновесные молярные концентрации H₂, I₂ и HI соответственно.

В ходе процесса скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной – увеличивается до тех пор, пока v_пр = v_обр. В системе наступает равновесие. Установившееся равновесие является динамическим, то есть прямая и обратная реакции не прекращаются, а идут с одинаковыми скоростями.

Поскольку при равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, v_пр= v_обр, то и k₁ ´ [H₂] ´ [I₂] = k₂[НI]².

Разделим переменные и постоянные величины:

.

Частное от деления констант скоростей прямой (k₁) и обратной (k₂) реакций является величиной постоянной, называется константой химического равновесия и обозначается К_{равн .}

.

Для выражения состояния равновесия при взаимодействии между газообразными веществами часто вместо концентраций используют равновесные парциальные давления реагентов

.

Константа равновесия, выражаемая через равновесные концентрации реагентов (К_с) и константа равновесия, выражаемая через их парциальные давления (К_р), связаны уравнением К_р = К_с ´ (RT)^Dn, где Dn – изменение количества вещества газов во время реакции (согласно уравнению Менделеева – Клапейрона p´ V= n´ R´ T или p = c´ R´ T, где с – молярная концентрация).

Для реакций, протекающих без изменения количеств газообразных веществ, К_р = К_с.

Для реакции СаСО_{3 (тв)} Û СаО _(тв) + СО_{2 (г)}↑ К_{.равн (с)} = [СО₂] или К_равн(р) = р(СО₂), так как концентрации твердых веществ в выражение констант химического равновесия не входят. Для данной реакции К_р=К_с´ R´ T.

Для реакции 3Н₂ + N₂ Û 2 NH₃ Dn(газов) = 2 – (3 + 1) = –2

или

.

Величина К_равн зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от концентраций реагентов и давления в системе (если оно не очень велико).

Если К> > 1, в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия (реакция протекает в прямом направлении практически до конца).

Если К< < 1, в равновесной смеси преобладают исходные реагенты (реакция в прямом направлении практически не идет).

Константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Для эндотермических процессов (Δ Н⁰ > 0) повышение температуры приводит к увеличению константы равновесия, для экзотермических (Δ Н⁰ < 0) – к ее уменьшению.

Смещение химического равновесия при изменении внешних условий

Под смещением химического равновесия понимают такой процесс, который изменяет соотношение концентраций веществ, участвующих в химической реакции.

Направление смещение химического равновесия можно определить с помощью принципа Ле–Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяется давление, температура, концентрация реагентов), то в системе происходят процессы, направленные на уменьшение внешнего воздействия.

При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции и, наоборот, при уменьшении температуры – в сторону экзотермической.

При увеличении давления в реакционной системе равновесие сместится в сторону образования меньшего числа молей газообразных веществ, так как они создают меньшее давление и наоборот. Если реакция протекает без изменения числа молей газообразных веществ, изменение давления на положение равновесия не влияет.

При увеличении концентрации исходных веществ равновесие системы смещается вправо, в сторону образования конечных продуктов, а при увеличении концентрации продуктов реакции – влево.

При введении катализатора или его замене положение равновесия не меняется, так как катализатор изменяет энергию активации прямой и обратной реакции на одну и ту же величину, то есть скорость прямой и обратной реакции изменится в одинаковое число раз. Равновесие будет достигнуто быстрее, но при тех же равновесных концентрациях.

Например, в равновесной химической реакции получения аммиака

3Н₂ + N₂ Û 2 NH₃, кДж/моль или

.

1. При увеличении концентрации водорода или азота равновесие системы сместится в сторону образования аммиака (вправо), концентрация аммиака увеличится (увеличится выход продукта). При уменьшении концентрации аммиака равновесие также сместится вправо.

2. При увеличении давления в системе равновесие сместится вправо, т. к. исходные вещества занимают больший объем, чем продукты (реакция протекает с уменьшением числа молей газообразных веществ). Переход части молекул N₂ и Н₂ в NH₃ несколько уменьшит давление в системе.

3. При увеличении температуры в этой же равновесной системе происходит смещение равновесия влево. Процесс разложения аммиака эндотермический, поэтому смещение равновесия влево снизит температуру реакционной смеси.

4. Введение в систему катализатора – губчатого железа, содержащего оксид калия, приводит к более быстрому достижению равновесия, но при тех же равновесных концентрациях аммиака, азота и водорода.

 

Лабораторная работа