Скорость химических реакций.

Цель работы – ознакомиться с основными закономерностями протекания химических реакций и факторами, влияющими на скорость реакции.

Теоретическая часть.

Скоростью реакции называется число актов химического взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объема при гомогенных процессах а в единице поверхности при гетерогенных процессах:

,

О средней скорости химических процессов судят по изменению молярной концентрации реагирующих веществ за определенный промежуток времени:

c1 - молярная концентрация в момент 1

c2 - молярная концентрация в момент 2

Истинной скоростью химической реакции в данный момент времени называется первая производная концентрации по времени:

.

В гомогенной системе скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, наличия катализатора, присутствия примесей и природы растворителя.

В гетерогенной системе взаимодействие осуществляется на поверхности раздела реагирующих веществ, поэтому зависит от диффузии вещества к поверхности, а если диффузия не влияет на скорость реакции, то при прочих равных условиях увеличение поверхности раздела повышает скорость гетерогенной химической реакции.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом действующих масс (закон Гульдберга – Вааге):

Если реакция идет в соответствии со стехиометрическим уравнением, то скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции записанной в общем виде:

NA+mBqR+pD,

Скорость реакции в соответствии с законом действующих масс выразится следующим образом:

. (6)

Здесь [A] и [B] – молярные концентрации реагирующих веществ в данный момент времени;

m и n – стехиометрические коэффициенты при реагирующих веществах.

На практике приходится иметь дело со сложными процессами, состоящими не из одной, а из множества простых стадий, называемых элементарными актами, для каждой из которых можно записать свое выражение для скорости на основании закона действующих масс. В таком случае число молекул, участвующих в элементарном акте, определяет молекулярность взаимодействия. Для приведенного выше процесса прямая реакция тримолекулярна, а обратная бимолекулярна.

В большинстве случаев показатели степени при концентрациях в уравнении закона действующих масс отличаются от числа молекул в уравнении реакции. Это происходит оттого, что уравнение реакции отражает лишь общий итог процесса.

Коэффициент пропорциональности k называется константой скорости реакции и зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора. Численно константа скорости реакции равна скорости химической реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Однако реакции идут, как правило, по отдельным стадиям и общую скорость процесса определяет наиболее медленно развивающаяся стадия. Поэтому показатели степеней при концентрациях реагирующих веществ не совпадают с их стехиометрическими коэффициентами, а концентрации некоторых из реагирующих веществ вообще могут не входить в выражение скорости химических реакций. Зависимость константы скорости реакции от температуры может быть выражена уравнением Аррениуса:

, (7)

где k – константа скорости;

A – энергия активации;

T – температура, К;

k0 – константа;

R – газовая постоянная.

Энергией активации называется то количество энергии, которое надо сообщить молю реагирующих веществ для приведения его в реакционоспособное состояние. Энергия активации в реакции не исчезает и увеличивает тепловой эффект реакции.

П
ри низких температурах можно считать, что скорость реакции возрастает при нагревании на 100 в 2...4 раза (правило Вант-Гоффа):

Порядок проведения работы.

Скорость химических реакций в гомогенной системе изучается на примере взаимодействия растворов серной кислоты и серноватистокислого натрия (тиосульфата):

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + SO2 + H2O.

Выделяющаяся сера дает помутнение раствора. Момент исчезновения из поля зрения линеек или шрифта на бумаге, подложенной под стакан с реагирующим веществом, соответствует выделению определенного количества серы. Так как степень помутнения зависит от толщины слоя, то все опыты следует проводить в одном и том же стакане, чтобы объект жидкости и соответственно высота слоя были одинаковы.

Время, необходимое для выделения данного количества серы, обратно пропорционально средней скорости процесса.

Началом реакции считаем момент смещения растворов, условным концом реакции - выделение одного и того же количества серы.

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от температуры. Налить в один стаканчик 20 мл 0,5%-ного раствора серной кислоты, а в другой 20 мл 0,5%-ного раствора серноватистокислого натрия. Измерить температуру растворов. Поставить стаканчик с кислотой на лист линованной бумаги, быстро прилить к нему раствор соли, взболтать и отметить момент сливания растворов по метроному или по секундной стрелке часов. Следить за появлением мути от выделившейся серы и отметить отрезок времени до условного окончания процесса. Записать число ударов метронома (или секунд).

Повторять опыт 1, нагрев реагирующие растворы на 10° выше температуры первого опыта. Для этого оба стаканчика с растворами поместить одновременно на горячую водяную баню. В одном из стаканчиков периодически измерять температуру (не оставляя термометр в стакане). По достижении требуемой температуры смешать растворы и отметить по метроному продолжительность течения реакции.

Повторить тот же опыт, повысив температуру обоих растворов на 20О выше температуры первого опыта. Результаты свести в таблицу 2.

Таблица 2

*Коэффициент пропорциональности 100 берем для удобства расчета и построения графика.

Опыт 2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре. Налить в стаканчик 10 мл 0,5%-ного раствора серной кислоты. В другой стаканчик налить 10 мл раствора серноватистокислого натрия и 20 мл дистиллированной воды. К раствору кислоты прилить одновременно воду и раствор соли и отметить по секундомеру продолжительность опыта. Повторить опыт, изменив концентрацию соли: для этого налить 20 мл раствора соли и 10 мл воды. Растворы слить и отметить продолжительность опыта. Результаты свести в таблицу 3.

Таблица 3

Начертить график зависимости скорости реакции от концентрации серноватистокислого натрия в координатах, представленных на рис.3.

Рис.3

Опыт 3. Скорость химических реакций в гетерогенных системах а) Налить в две пробирки (1/4 их объема) соляную кислоту. Убрать два одинаковых кусочка мрамора, один из них растереть в ступке в порошок, который ссыпать на бумагу. Затем одновременно в одну пробирку ссыпать порошок, а в другую бросить кусочек мрамора. В какой из пробирок реакция прошла быстрее и почему?

Ответ: реакция идет быстрее с порошкообразным мрамором, т.к площадь поверхности раздела у порошка больше чем у цельного куска.

Контрольные вопросы

1. Составить уравнения скоростей реакций

а) 2N3O3 + O2 = 2N2O4

б) 2Me + O2 = 2MeO

2. Как изменится скорость реакции СО + H2O  СО2 + Н2 , протекающей в закрытом сосуде при Т =313°С, если давление увеличить в четыре раза?

3. Реакция окисления NO выражается следующим уравнением:

2NO + O2  2NO2

Начальная концентрация NО равна 0,3 моль/л, а кислорода -0,15 моль/л. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию NO до 1,2 моль/л, а кислорода - до 0,6 моль/л?

Катализ и химическое равновесие.

Цель работы - ознакомиться с катализаторами, химическим равновесием и факторами, влияющими на химическое равновесие.

Катализатором называется вещество, изменяющее скорость реакции, но в результате ее само остающееся химически неизменным.

Влияние катализатора очень специфично и обусловлено его природой, физическими свойствами и даже способам его предварительной обработку.

Все каталитические процессы сводятся к двум типам: гомогенному и гетерогенному. При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор составляют однофазную систему. При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор составляют систему из двух фаз, и каталитический процесс протекает на границах раздела: газ - твердое вещество или раствор - твердое вещество. Скорость взаимодействия в этом случае пропорциональна поверхности раздела фаз.

Все химические реакции можно разделить на необратимые, направление которых не зависит от внешних условий, и обратимые, направление которых может изменяться в зависимости от температуры, концентрации и давления. Большинство химических реакций обратимо. Они протекают одновременно в противоположных направлениях, так как во всякой реакции по мере образования продуктов реакции возникает возможность взаимодействия между ними с образованием исходных веществ.

Рассмотрим обратимую реакцию в общем виде:

aA+bBcC+dD

Применив закон действующих масс к прямой и обратной реакциям, получим

где V1 и V2 - скорости прямой и обратной реакций.