Скорость химических реакций и химическое равновесие

Цель работы: исследовать влияния различных факторов на скорость гомогенных и гетерогенных реакций и химическое равновесие.

Реактивы: раствор йодата калия () концентрации 0,01 моль/дм³; раствор сульфита натрия концентрации 0,01 моль/дм³; раствор серной кислоты () концентрации 1 моль/дм³; раствор крахмала с массовой долей ; раствор перманганата калия () концентрации 0,1 моль/дм³; раствор щавелевой кислоты () концентрации 0,57 моль/дм³; мрамор кристаллический (); соляная кислота ( с массовой долей ; раствор хлорида железа (III) () концентрации 0,01 моль/дм³; раствор роданида калия () концентрации 0,02 моль/дм³; насыщенный раствор хлорида железа (III) (); насыщенный раствор роданида калия (); хлорид калия кристаллический (); раствор йода () концентрации 0,005 моль/дм³.

Посуда: стеклянные стаканы емкостью 50 см³, пробирки, капельные пипетки, цилиндры.

Оборудование: секундомеры, термостат, держатели для пробирок, штативы.

 

Краткие теоретические сведения

 

Скорость химических реакций

Учение о механизме и скорости протекания химических реакций называется химической кинетикой.

При рассмотрении вопроса о скорости химических реакций необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной или гетерогенной системах.

Системой в химии называют рассматриваемое вещество или совокупность веществ. Система отделена от внешней среды.

Гомогенной называют систему, состоящую из одной фазы. Она может быть в газообразном (воздух), жидком (морская вода) или твердом состояниях.

Гетерогенной называют систему, состоящую из нескольких фаз, например вода со льдом.

Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства меняются скачкообразно.

Реакции, протекающие в гомогенной системе, называются гомогенными, а в гетерогенной системе – гетерогенными.

Примером гомогенной реакции может быть любая реакция, протекающая в растворе:

, .

Гомогенные реакции протекают во всем объеме системы.

Гетерогенные реакции идут только на поверхности раздела фаз, образующих эту систему, например:

.

Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства.

В гомогенной системе реакционным пространством является объем.

Отношение количества вещества к единице объема называется концентрацией С.

Скоростью гомогенной химической реакции называют изменение концентрации вещества в единицу времени.

Если в момент времени концентрация реагирующего вещества была (моль/дм³), а в последующий момент времени оказалась равной (моль/дм³), то средняя скорость реакции будет выражаться отношением:

; – тау.

Если , то – правая часть уравнения будет отрицательной.

Если , то – правая часть уравнения будет положительной.

Истинная скорость реакции в данный момент времени определяется как первая производная от концентрации по времени:

, моль/дм³·с.

Реакционным пространством в гетерогенной реакции является поверхность раздела фаз, поэтому скоростью гетерогенной реакции называется изменение количества вещества в единицу времени на единице площади поверхности раздела фаз:

, моль/с·м²,

или через производную:

,

где – площадь поверхности раздела фаз; и – количество реагирующего вещества в момент времени и соответственно; – изменение количества реагирующего вещества за промежуток времени .

Скорость химической реакции определяется следующими основными факторами:

1) природой реагирующих веществ;

2) концентрацией реагирующих веществ;

3) температурой протекания реакции;

4) наличием катализаторов, механизмом реакции и т.д.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации выражается законом действующих масс, основным законом химической кинетики: при постоянной температуре скорость гомогенной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.

Для химических реакций в общем виде кинетическое уравнение химической реакции будет иметь вид:

,

где – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции, дм³/моль·с.

Этот коэффициент зависит от природы реагирующих веществ, температуры и наличия катализаторов. Величина этого коэффициента не зависит от концентрации веществ, участвующих в реакции.

Для гетерогенных химических реакций в уравнение закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе, а также площадь поверхности раздела фаз. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно постоянна и входит в константу скорости. Например, для реакции горения угля закон действующих масс имеет вид:

.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется приближенным правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10º скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза:

,

где и – скорости реакции при температурах и соответственно;

– температурный коэффициент скорости реакции.

Величина показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10º.

При концентрации реагирующих веществ 1 моль/дм³ скорость реакции численно равна константе скорости (из уравнения закона действующих масс).

Зависимость константы скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:

,

где – предэкспоненциальный множитель, который определяется числом столкновений и ориентацией реагирующих веществ;

– энергия активации, кДж/моль;

– абсолютная температура, К;

– 8,314 Дж/моль·К – универсальная газовая постоянная;

– основание натурального логарифма (2,718…).

Энергия активации – это энергия, необходимая для перевода молекул из неактивного состояния в активное, столкновения которых приводят к химическим взаимодействиям.

Энергия активации зависит от природы реагирующих веществ. Чем больше энергия активации, тем меньше скорость реакции.

Энергия активации необходима для ослабления химических связей в исходных веществах и для преодоления отталкивания между электронами при сближении молекул и атомов взаимодействующих веществ. Другими словами, для образования неустойчивого активированного комплекса, который распадается с образованием продуктов реакции.

Химические реакции сопровождаются тепловыми эффектами. Если тепловой эффект реакции ΔН < 0, то реакция идет с выделением энергии в окружающую среду, т.е. экзотермическая.

Если реакция идет с поглощением энергии из окружающей среды , то реакция называется эндотермической.

Катализаторы – это вещества, которые ускоряют химические реакции, но не испытывают химических превращений в их результате, т.е. восстанавливают свой состав.

Явление изменения скорости химической реакции под воздействием катализаторов называется катализом. Катализаторы снижают энергию активации за счет изменения механизма химических реакций.

 

Химическое равновесие

Все химические реакции можно классифицировать как обратимые и необратимые.

Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием.

Кинетическое химическое равновесие является динамическим: одновременно протекают прямая и обратная реакции.

Химическое равновесие характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ реакции.

Для любой обратимой реакции в состоянии равновесия выполняется соотношение:

; ,

где – константа равновесия, которая зависит от природы реагирующих веществ и температуры и не зависит от их концентрации и наличия катализаторов.

Константа равновесия химической реакции показывает глубину превращения исходных веществ в продукты реакции. Для обратимых реакций по величине константы равновесия можно определить величину выхода продуктов реакции.

Химическое равновесие зависит от параметров состояния системы и существует при строго определенных значениях концентрации, температуры и давления. При изменении хотя бы одного из параметров равновесие смещается в левую или правую сторону.

Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

Увеличение концентрации исходных веществ приводит к смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции.

При повышении давления (для газов и паров) равновесие смещается в сторону той реакции, при которой наблюдается уменьшение объема системы (в сторону образования меньшего числа молекул); если реакция протекает без изменения объема, то изменение давления не приводит к смещению химического равновесия.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону протекания эндотермической реакции (), а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции (). Следовательно, направление смещения равновесия зависит от знака ΔН.

 

Экспериментальная часть

 

Опыт 1. Исследование зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ рассмотрим на примере взаимодействия растворов йодата калия () и сульфита натрия в присутствии серной кислоты и крахмала.

При взаимодействии раствора йодата калия, содержащего крахмал, сначала образуется йодноватая и сернистая кислоты, которые реагируют между собой:

.

Эта реакция протекает медленно. Когда вся сернистая кислота израсходуется, йодноватая кислота реагирует с йодоводородной кислотой:

,

а выделяющийся йод в присутствии крахмала окрашивает раствор в синий цвет. Это вторая стадия реакции. Суммарное уравнение реакции имеет вид:

,

или в ионной форме:

.

Время протекания реакции с момента сливания растворов до появления синего окрашивания отсчитывайте по секундомеру.

Для проведения опыта используйте следующие реактивы:

- раствор А – раствор йодата калия () концентрации 0,01 моль/дм³, содержащий серную кислоту концентрации 1,0 моль/дм³;

- раствор Б – раствор сульфита натрия концентрации 0,01 моль/дм³, содержащий крахмал.

Приготовьте 7 чистых и сухих пробирок, 5 микростаканов и две капельные пипетки.

Концентрация раствора А остается постоянной, а из раствора Б приготовьте 5 различных концентраций. Для этого в 5 пронумерованных микростаканов налейте из банки по 10 см³ раствора Б. Затем прилейте в микростаканы необходимое количество дистиллированной воды. В первый стакан воду не приливайте (концентрация раствора Б остается той же), во второй микростакан прилейте воды, в третий – 10 см³ воды и т.д. в соответствии с данными таблицы 1.

 

Таблица 1 – Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

 

Номер опыта	Исходный раствор Б,	Дистиллированная вода,	Концентрация сульфита натрия,	Время , с	Относительная скорость реакции ,
		–	0,02
			0,0133
			0,01
			0,008
			0,0066

 

В одну из пробирок внесите с помощью капельной пипетки 20 капель раствора , а в другую – из первого микростакана внесите 20 капель раствора Б (первый вариант концентраций) и быстро слейте жидкость из первой пробирки во вторую, одновременно включив секундомер. Отметьте и запишите время полного изменения раствором окраски (синий цвет). Такие же опыты проделайте для других вариантов концентраций раствора Б.

Результат опытов запишите в таблицу 1. Для каждого варианта вычислите относительную скорость реакции , обратно пропорциональную времени протекания реакции.

По полученным данным постройте график зависимости скорости реакции от концентрации. По оси абсцисс отложите значения концентраций раствора сульфита натрия, а по оси ординат – относительную скорость .

В результате получается параболическая кривая, показывающая степенную зависимость скорости реакции от концентрации. Эта кривая является наглядным подтверждением основного закона химической кинетики.

Опыт 2. Исследование зависимости скорости реакции от температуры.

Для изучения влияния температуры на скорость химической реакции используется реакция окисления щавелевой кислоты перманганатом калия в присутствии серной кислоты:

,

или в ионной форме:

.

В кислой среде ион восстанавливается в ион , в результате чего изменяется цвет раствора: из красно-фиолетового (цвет иона ) он становится бледно-розовым (цвет иона при большой концентрации) или бесцветным (при малой концентрации).

Опыт проводите в четырех вариантах при разных температурах, как указано в таблице 2.

Раствор А – раствор концентрации 0,1 моль/дм³; раствор Б – раствор и серной кислоты.

Налейте по 10 капель растворов А и Б в две конические пробирки. Слейте эти растворы в одну пробирку и отсчитывайте время с момента смешения до обесцвечивания раствора, запишите в таблицу 2.

 

 

Таблица 2

 

Номер опыта	Объем раствора А, см^3	Объем раствора Б, см^3	Температура опыта, К	Время , с	Относительная скорость реакции ,
	0,5	0,5	Т*
	0,5	0,5	Т+10
	0,5	0,5	Т+20
	0,5	0,5	Т+30

 

Т* – комнатная температура.

 

Затем выполняйте второй вариант опыта, для этого надо взять в две конические пробирки по 10 капель раствора А и Б. Нагрейте эти растворы в течение 5-7 минут в термостате, в котором установлена температура, на 10º превышающая комнатную, или в водяной бане, температуру которой определите по термометру, вставленному в одно из отверстий в крышке.

Достаньте пробирку с раствором . Перелейте ее содержимое в пробирку с раствором щавелевой кислоты. Не вынимая пробирку из термостата, определите время завершения реакции.

Проведите опыты при других значениях температуры. Результаты опытов запишите в таблицу 2. По полученным данным постройте график зависимости скорости реакции от температуры. По оси абсцисс отложите значения температуры в градусах Кельвина, а по оси ординат – скорость реакции.

Опыт 3. Исследование влияния величины поверхности реагирующих веществ на скорость в гетерогенной системе.

Взвесьте на электронных весах кусочек мрамора массой примерно 0,1 г и мрамор в виде порошка такой же массы. В две конические пробирки налейте по 10 капель разбавленной соляной кислоты. Внесите одновременно обе навески мрамора в пробирки с кислотой: кусочек внесите в одну пробирку, порошок – в другую. В какой пробирке реакция протекает быстрее? Заметьте время, которое потребовалось для полного растворения мрамора. Вычислите для обоих случаев относительную скорость и определите, в каком случае скорость больше и во сколько раз. Сделайте вывод о значении поверхности соприкосновения реагирующих веществ в гетерогенных процессах. Напишите уравнение реакции и математическое выражение основного закона химической кинетики.

Опыт 4. Исследование влияния концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.

К 10 каплям раствора хлорида железа (III) концентрации 0,01 моль/дм³ прибавьте 10 капель раствора роданида калия концентрации 0,02 моль/дм³. В результате получается раствор с характерной красной окраской, обусловленной присутствием роданида железа (III) . Реакция обратима:

.

Для ослабления окраски раствора в пробирку добавьте 5-7 см³ дистиллированной воды.

Полученный раствор красного цвета разлейте поровну в четыре конических пробирки. Первую пробирку оставьте для сравнения.

Во вторую добавьте несколько капель насыщенного раствора хлорида железа (III). В третью пробирку добавьте несколько капель насыщенного раствора роданида калия. Перемешайте растворы в пробирках. В четвертую пробирку добавьте сухую соль хлорида калия и энергично перемешайте стеклянной палочкой. Наблюдайте и запишите изменение окраски раствора в каждой пробирке.

Пользуясь выражением для константы химического равновесия:

,

объясните изменение окраски растворов во всех пробирках.

Опыт 5. Исследование влияния температуры на химическое равновесие.

Реакция взаимодействия крахмала с йодом является обратимой и протекает с образованием йодокрахмала (соединение синего цвета) и выделением теплоты. Схематично эту реакцию можно изобразить следующим образом:

Йод + крахмал йодокрахмал .

В две пробирки налейте по 4-5 см³ раствора крахмала и добавьте 5-10 капель раствора йода концентрации 0,005 моль/дм³ (до появления окраски синего цвета). Нагревая и охлаждая одну из пробирок, наблюдайте за изменением окраски.

Сделайте вывод о влиянии температуры на смещение химического равновесия.

 

Содержание отчета

 

1. Название и цель работы.

2. Используемые реактивы, посуда и оборудование.

3. Записать в отчет краткие теоретические сведения.

4. При оформлении первого опыта приведите уравнения химических реакций. Результаты опытов запишите в таблицу 1, рассчитайте скорость реакции для каждого опыта и заполните таблицу 1. Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации сульфита натрия.

5. При оформлении второго опыта приведите уравнение химической реакции. Результаты опытов запишите в таблицу 2 и заполните ее. Постройте график зависимости скорости реакции от температуры, вычислите температурный коэффициент скорости реакции.

6. Для третьего опыта приведите уравнение химической реакции и математическое выражение основного закона химической кинетики. Запишите наблюдения, сделайте вывод о влиянии площади поверхности реагирующих веществ на скорость реакции, протекающей в гетерогенной среде.

7. Запишите наблюдения о влиянии компонентов реакции на смещение равновесия, объясните изменение окраски в каждой из пробирок, используя выражение константы химического равновесия для этой реакции. Сделайте выводы о влиянии температуры на смещение химического равновесия.

 

Контрольные вопросы

 

1. Сформулируйте закон действующих масс. Напишите уравнение этого закона для следующих реакций:

а) ;

б) .

2. Каков физический смысл константы скорости химической реакции? От каких факторов она зависит?

3. Как изменится скорость химической реакции :

а) если увеличить концентрацию в 2 раза?

б) если уменьшить объем системы в 2 раза?

в) если увеличить давление в 2 раза?

4. Какие реакции называются обратимыми? Каков физический смысл константы равновесия? Как повлияет на смещение равновесия реакции :

а) повышение температуры?

б) уменьшение давления?

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2

РАСТВОРЫ

 

Цель работы: приобрести навыки приготовления растворов заданных количественных составов.

Приборы: электронные весы, набор ареометров.

Реактивы: бихромат калия (); сульфат натрия кристаллогидрат (); раствор серной кислоты (); дистиллированная вода.

Посуда: химические стаканы на 100 см³, цилиндры, стеклянные воронки и палочки, мерные колбы на 100 см³, часовые стекла.