Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается какое-либо воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, чтобы ослабить это воздействие.

Рассмотрим влияние различных параметров на смещение равновесия:

а) Влияние изменения концентрации. Увеличение концентрации исходных веществ приводит к сдвигу равновесия в сторону протекания прямой реакции и наоборот.

б) Влияние изменения температуры. Для эндотермических реакций увеличение температуры приводит к сдвигу равновесия в сторону прямой реакции, для экзотермической – в сторону обратной (для эндотермической реакции с увеличением температуры константа скорости растет, а для экзотермической - падает).

в) Влияние давления. Сказывается только в том случае, когда реакция идет в газовой фазе и с изменением числа молей (объема):

Увеличение давления в реакции, идущей с повышением числа молей, приводит к смещению равновесия влево, с уменьшением числа молей – вправо. Увеличение давления приводит к смещению равновесия в ту сторону, где давление меньше (в сторону меньшего числа моль газа).

Обучающие задачи

Задача 1. Начальные концентрации N₂ и H₂ в реакции соответственно равны 1,5 моль/л и 2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 15 % H₂.

Решение. 1. Запишемконстанту равновесия данной реакции:

2. Рассчитаем равновесные концентрации водорода, азота и аммиака.

Начальная концентрация H₂ 2 моль/л, а прореагировало его 15 %, найдем С _прор, составив пропорцию:

х = (2 моль/л´15 %)/100 % = 0,3 моль/л

С _прор(H₂) = 0,3 моль/л

3. Найдем С _прор(N₂), принимая во внимание, что согласно уравнению реакции 1 моль N₂ взаимодействует с 3 молями H₂, следовательно, С _прор(N₂) будет в три раза меньше и составит 0,1 моль/л.

4. Рассчитаем С _прор(NH₃), учитывая, что по уравнению реакции из
3 моль H₂ образуется 2 моль NH₃, то:

y = (2 моль ´·0,3 моль/л)/ 3 моль = 0,2 моль/л

С _прор(NH₃) = 0,2 моль/л

5. Исходя из уравнения, что С _равн = С _нач – С _прор, посчитаем равновесные концентрации реагентов и продукта:

[H₂] = 2 моль/л – 0,3 моль/л = 1,7 моль/л

[N₂] = 1,5 моль/л – 0,1 моль/л = 1,4 моль/л

[NH₃] = 0,2 моль/л, так как С _нач(NH₃) в начальный момент времени равна нулю.

6. Подставляем полученные значения в выражение для константы равновесия:

.

Ответ. K_равн = 0,005.

Задача 2. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции, если температуру повысить от 40 °С до 120 °С? Температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

Решение. По правилу Вант-Гоффа

.

Чтобы определить, во сколько раз изменится скорость реакции, надо найти отношение конечной скорости реакции к начальной скорости:

.

Подставим в полученное выражение значения температурного коэффициента Вант-Гоффа и изменения температур:

.

Ответ. Скорость реакции увеличится в 256 раз.

Задача 3. Как изменится скорость реакции:

,

если увеличить давление в системе в 3 раза?

Решение 1. До изменения давления скорость реакции выражалась уравнением:

v _нач = k [H₂O]³[N₂].

2. При увеличении давления в 3 раза общий объем системы умень-шается в 3 раза, концентрация каждого из реагирующих веществ возрастет в 3 раза. Следовательно,

v _кон = k (3[H₂O])³(3[N₂]) = 81k [H₂O]³[N₂].

3. Чтобы определить, во сколько раз изменится скорость реакции, надо найти отношение конечной к начальной скорости реакции:

.

Ответ. Скорость реакции увеличится в 81 раз.

Задача 4. Как повлияет на равновесие следующих реакций:

1)

2)

3)

а) повышение давления; б) повышение температуры?

Решение

1-я реакция. а) Протекание реакции в прямом направлении приводит к уменьшению общего числа молей газов, т.е. к уменьшению давления в системе. Поэтому, согласно принципу Ле-Шателье, повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакции (вправо). б) Так как реакция экзотермическая, т.е. протекает с выделением тепла, повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону обратной реакции (влево).

2-я реакция. а) Протекание реакции не сопровождается изменением числа молей газов и не приводит, следовательно, к изменению давления. В этом случае изменение давления не вызывает смещение равновесия. б) Так как реакция эндотермическая, т.е. протекает с поглощением тепла, повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакции (вправо).

3-я реакция. а) Протекание реакции в прямом направлении приводит к увеличению общего числа молей газов, т.е. к увеличению давления в системе. Поэтому, согласно принципу Ле-Шателье, повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону обратной реакции (влево). б) Так как реакция эндотермическая, т.е. протекает с поглощением тепла, повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакции (вправо).

Вопросы для самоконтроля

1. Понятие о скорости химической реакции.

2. Закон действующих масс в применении к гомо- и гетерогенным реакциям.

3. Что такое молекулярность реакции?

4. Что такое порядок реакции? Как он определяется?

5. Для каких реакций порядок и молекулярность совпадают, для каких – нет?

6. Понятие о сложных реакциях (параллельных, последовательных, радикальных).

7. Влияние на скорость реакции температуры. Правило Вант-Гоффа.

8. Понятие об энергии активации. Уравнение Аррениуса.

9. Катализ: гомо-, гетерогенный. Влияние катализатора на энергию активации химического превращения.

10. Принцип Ле-Шателье в применении к гомо- и гетерогенным химическим равновесным системам.

3.4. Домашнее задание № 3

Задание 1. Для реакции, указанной в вашем варианте (табл. 5), запишите кинетические уравнения скоростей прямой и обратной реакций.

Задание 2. Рассчитайте начальную скорость реакции: aA + bB +
+ cC → pP, если начальная концентрация вещества А_нач равна
0,7 моль/л, вещества В_нач = 1,25 моль/л, а вещества С_нач =0,33 моль/л. Константа скорости равна 0,01 л²/(моль²/с).

Задание 3. Запишите выражение для константы равновесия реакции.

Задание 4. Вычислите, во сколько раз изменится скорость реакции при одновременном увеличении давления в системе в 3 раза и повышении температуры от 80 до 150 °С. Температурный коэффициент Вант-Гоффа равен 3.

Задание 5. Запишите термохимическое уравнение реакции и предложите условия для максимального выхода продуктов реакции (влияние С, Р, Т).

Таблица 5

№ варианта	Уравнение реакции	№ варианта	Уравнение реакции
	Fе2О3(тв)+3СО(г)«2Fе(тв)+3СО2(г)		CH4(газ)+CO2(газ)«2CO(газ)+2H2
	С(графит)+O2(г)«СO2(г)		PCl5(г)«РС13(г)+Cl2
	2SO2(г)+2Н2О(г)+O2(г)«2Н2SO4(ж)		2СН4(г)«С2Н2(г)+3Н2(г)
	4NH3(г)+3О2(г)«2N2(г)+6Н2О(ж)		NH3(г)+HCl(г)«NH4CI(к)
	SO2(г)+Вг2(г)+Н2О(г)«HBr(г)+Н2SO4(ж)		СО2(газ)+С(графит)«2СО(газ)
	2F2(г)+2Н2О(ж)«4HF(г)+O2(г)		4HCl(газ)+O2(газ)«2Cl2(газ)+2H2O(aq)
	N2(г)+3H2(г)«2NH3(г)		Fe2O3(к)+3Н2(г)«2Fe(к)+3Н2О(г)
	S(т)+2N2О(г)«SO2(г)+2N2(г)		Н2S(г)+3О2(г)«2SO2(г)+2Н2О(г)
	Fe2O3(тв)+3Сграфит«2Fe(тв)+3COгаз		2NO(г)+О2(г)«2NO2(г)
	СО(г)+Н2О(г)«СO2(г)+Н2(г)		2А1(тв)+3Н2О(г)«А12О3(тв)+3Н2(г)
	Fe3O4(к)+СО(г)«3FeO(к)+СO2(г)		2АsН3(г)+3O2(г)«Аs2О3(ж)+3Н2О(г)
	С2Н4(г)+3O2(г)«2СO2(г)+2Н2О(ж)		СО(г)+3Н2(г)«СН4(г)+Н2О(г)
	TiO2(к)+2С(к)«Ti(к)+2СО(г)		6Н2О(ж)+2N2(г)«4NН3(г)+O2(г)

 

Лабораторная работа № 3

КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Цель работы. изучение влияния различных факторов на скорость химической реакции и химическое равновесие.

Опыт 1. Влияние концентрации на скорость химической реакции

Для проведения опыта предлагается реакция взаимодействия серной кислоты с тиосульфатом натрия.

Н₂SO₄ + Na₂S₂O₃ = Na₂SO₄ + H₂S₂O₃

H₂S₂O₃ = H₂O + SO₂ + S¯

Н₂SO₄ + Na₂S₂O₃ = Na₂SO₄ + H₂O + SO₂ + S¯

Нерастворимая в воде сера выделяется в виде мелкодисперсных частиц, что проявляется сначала в появлении бело-голубой опалесценции, а затем бело-желтое помутнение усиливается. Время от начала реакции (сливания компонентов) до появления опалесцирующей окраски раствора (выделение серы в коллоидно-дисперсном состоянии) зависит от концентрации реагентов.

Выполнение опыта. В три пробирки приготовьте равные объемы растворов, тиосульфата натрия различной концентрации, добавив в две пробирки воду, как указано в табл. 6.

Таблица 6

Номер пробирки	Количество капель реагентов	Относительная концентрация	T, К	Время реакций t, c	Относительная скорость v = 1/ t, 1/ c
Na2S2O3	H2O	H2SO4

В пробирку 1, зафиксировав время, внесите 1 каплю раствора серной кислоты с С _экв = 2 моль/л. Зарегистрируйте время начала помутнения раствора и внесите его в таблицу. Аналогично проведите опыты с пробирками 2 и 3.

Задание. Запишите уравнение реакции взаимодействия серной кислоты с тиосульфатом натрия, отметьте качественный признак реакции. Заполните таблицу, рассчитав относительные скорости реакции. Зависимость между изменением концентрации раствора и скоростью реакции изобразите графически: на оси абсцисс отложите концентрацию: на оси ординат – скорость реакции. Сделайте вывод о влиянии концентрации на скорость реакции.

Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции

Для проведения опыта предлагается также реакция взаимодействия серной кислоты с тиосульфатом натрия (см. опыт 1).

Время от начала реакции (сливания компонентов) до появления опалесцирующей окраски раствора (выделение серы в коллоидно-дисперсном состоянии) зависит от температуры. Подготовьте в отчете таблицу (табл. 7) и перенесите данные из опыта 1, пробирка 1 в табл. 7 по температуре, времени и скорости реакции, прошедшей при комнатной температуре (первая строчка).

Выполнение опыта. Приготовьте еще 2 пробирки с растворами, как указано в опыте 1 (по 5 капель раствора Na₂S₂O₃ и по 10 капель H₂O). В термостат (стакан) с температурой на 10 °С выше комнатной поместите одну из приготовленных пробирок с раствором. Через 3 – 5 минут добавьте 1 каплю серной кислоты и отметьте время появления помутнения. Повторите опыт с третьей пробиркой, повышая температуру воды в стакане еще на 10 градусов выше. Результаты опыта запишите в таблицу.

Таблица 7

№ п/п	Температура опыта, °С	t, c	Скорость реакции v = 1/ t, 1/ c
	t 1
	t 2 = t 1 + 10
	t 3 = t 2 + 10

Задание. Запишите уравнение реакции взаимодействия серной кислоты с тиосульфатом натрия, отметьте качественный признак реакции. Заполните таблицу.

Выразите графически влияние температуры на скорость реакции, откладывая на оси абсцисс значения температуры, на оси ординат – скорость. Рассчитайте значение температурного коэффициента Вант-Гоффа, используя выражения:

.

Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость этой реакции.

Опыт 3. Влияние поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции

Выполнение опыта. В две пробирки налейте по 10 капель концентрированной соляной кислоты. Одновременно в одну пробирку внесите кусочек мрамора, а в другую на кончике шпателя – порошок мрамора (массы образцов должны быть примерно одинаковы).

Задание. Запишите уравнение реакции взаимодействия соляной кислоты с мрамором в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Отметьте качественный признак реакции. Запишите выражения для кинетических уравнений скоростей реакций (v ₁ и v ₂). Сравните скорости этих двух реакций между собой качественно (< >). Сделайте вывод о влиянии поверхности раздела реагирующих веществ на скорости химических реакций.

Опыт 4. Влияние катализатора на скорость химической реакции

Исследовать влияние гомо- и гетерогенного катализа на реакции разложения пероксида водорода: H₂O₂→ Н₂О + О₂­.

Выполнение опыта. Налейте в две пробирки по 10 капель 30%-го (по массе) раствора пероксида водорода (H₂O₂). С помощью тлеющей лучины убедитесь в отсутствии кислорода.

а)Гомогенный катализ

В первую пробирку с пероксидом водорода добавьте 2 – 3 капли раствора калия йодида (KI). Интермедиатным ионом в данном случае является IO^– и реакция протекает в 2 стадии:

Cтадия 1: H₂O_2(aq)+ I^–_(aq)→ Н₂О_(ж) + IО^–_(aq)

Стадия 2: H₂O_2(aq)+ IО^–_(aq) → Н₂О_(ж) + О_2(газ) + I^–_(aq)

С помощью тлеющей лучины убедитесь, что интенсивно выделяющися газ – это кислород.

б) Гетерогенный катализ

Во вторую пробирку с пероксидом водорода внесите на кончике микрошпателя диоксид марганца (MnO₂). С помощью тлеющей лучины убедитесь, что интенсивно выделяющися газ – это кислород.

Задание. Запишите уравнения реакций разложения пероксида водорода в присутствии катализатора, качественный признак реакции, кинетическое уравнение скорости реакции. Сделайте вывод (дайте определение понятию «катализатор», укажите, как присутствие катализатора влияет на скорость протекания реакции, поясните, почему катализатор изменяет скорость реакции).

Опыт 5. Автокатализ – колебательная реакция (BZ- реакция)

Исследовать автокаталитический процесс предлагается на реакции взаимодействия бромата калия с лимонной кислотой в присутствии соли церия:

1-я медленная стадия:

KBrO₃ + 3HOOC – CH₂ – C(OH)(COOH) – CH₂ – COOH →

KBr + 3HOOC – CH₂ – COCH₂ – COOH +3 CO₂ + 3H₂O

2-я быстрая стадия: KBr + KBrO₃ + H₂SO₄ → Br₂ + K₂SO₄ + H₂O

Выполнение опыта. В стакан на 100 мл налейте 40 мл H₂O и добавьте навеску 10 г лимонной кислоты. Перемешайте раствор, добившись полного растворения кислоты, затем подогрейте раствор на плитке или водяной бане примерно до 40 – 50 °С. Взвесьте 4 г KBrO₃, высыпьте навеску в раствор кислоты и перемешайте его стеклянной палочкой. После растворения KBrO₃ стакан поставьте на лист белой бумаги и внесите приготовленную заранее навеску 0,75…0,87 г Ce₂(SO₄)₃ и 2 мл 20%-ной H₂SO₄. Если чередование окрасок будет нечетким, то необходимо слегка подогреть раствор.

Задание. Запишите по стадиям уравнения реакций взаимодействия бромата калия с лимонной кислотой в присутствии соли церия. Почему реакции такого типа называют колебательными? Укажите качественные признаки реакции. Отметьте причину «мерцающего эффекта» и условия для протекания колебательных процессов.

Опыт 6. Влияние концентрации веществ на химическое равновесие

Выполнение опыта. В три пробирки налейте по 1 мл раствора, полученного в результате смешивания растворов хлорида железа (III) FeCl₃ и роданида аммония NH₄CNS (раствор заранее готовится преподавателем). В одну из пробирок добавьте 2 – 3 капли раствора железа (III) хлорида, в другую – 2 – 3 капли аммония роданида, в третью – микрошпателем несколько кристаллов аммония хлорида. Растворы размешайте встряхиванием. В каждой пробирке наблюдайте изменение интенсивности окраски раствора. Данные занесите в табл. 8.

Таблица 8

№ п/п	Добавляемый реагент	Изменение окраски раствора	Смещение равновесия (→ ←)
	FeCl3
	NH4CNS
	NH4Cl

 

Задание. Запишите уравнение реакции взаимодействия хлорида железа (III) и роданида аммония. Отметьте качественный признак реакции. Заполните таблицу. Напишите кинетические уравнения скорости прямой и обратной реакции, выражение константы равновесия. Сделайте вывод (сформулируйте принцип Ле-Шателье, отметьте, какие факторы влияют на смещение равновесия).

РАСТВОРЫ

4.1. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИЙ
РАСТВОРОВ

Теоретическая часть

Растворами называются гомогенные термодинамически устойчивые системы, состоящие из двух и более компонентов. Если система – раствор двухкомпонентный, то одним из компонентов будет растворитель, другим – растворенное вещество. Причем растворителем будет являться тот компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора. Наиболее распространенные растворите-
ли – это Н₂O, бензол, спирты, ацетон и пр.

Образование растворов представляет собой сложное физико-химическое явление, при котором наблюдается взаимодействие между молекулами растворенного вещества и воды (как растворителя). Как следует из химической теории растворения, разработанной М.В. Ломоносовым и Д.И. Менделеевым, ионы растворенной в воде соли гидратированы, т.е. окружены гидратной оболочкой, согласно уравнению:

KA + x H₂O → K⁺(H₂O)_k + A^–(H₂O)_a ,

гдеKА –условное обозначение средней соли; K⁺, A^– – катион и анион соответственно; k, a – координационные числа полной гидратации, показывающие число молекул воды, координированных вокруг катиона и аниона.

Важной характеристикой раствора является его концентрация. Существует несколько способов выражения концентрации растворенного вещества.