Скорость химической реакции

Скорость химической реакции характеризует количество вещества, вступающего в реакцию в единицу времени. Так как в реакции принимает участие несколько веществ, то говорят не о скорости химического процесса вообще, а о скорости по некоторому компоненту. Для гомогенного химического процесса, идущего при постоянном объеме, скоростью химической реакции по некоторому веществу называется изменение концентрации этого вещества в единицу времени. Если концентрация одного из реагирующих веществ в момент времени t ₁равна С ₁, а в момент времени t ₂ равна С ₂, то средняя скорость реакции (v) равна:

С₂ – С₁

v = ————

t ₂ – t ₁

Так как концентрация исходного вещества в процессе реакции убывает, то разность С ₂ – С ₁ имеет отрицательный знак. Скорость химической реакции всегда является величиной положительной. Поэтому средняя скорость реакции будет равна:

ΔС

v = – ——

Δt

Переходя к бесконечно малым измерениям мы получаем мгновенную скорость химической реакции:

d С

v = – ——

d t

Если С – концентрация одного из исходных веществ реакции, то d C /d t < 0, а если С – концентрация одного из продуктов реакции, то d C /d t > 0. Поэтому в общем случае кинетическое уравнение имеет вид:

d С

v = ± ——

d t

Если концентрация вещества выражается в моль/л, а время в секундах, то скорость реакции имеет размерность М∙с^-1.

Зависимость концентрации какого-либо вещества от времени в ходе химической реакции, называется кинетической кривой. Крутизна кинетической кривой в каждый момент времени характеризует истинную скорость реакции в этот момент времени, так как наклон касательной в каждой точке кривой численно равен скорости: v = tg α (рис.1).

Рис. 1. Кинетическая кривая

Скорость реакции между веществами А и В можно записать как:

v = k [A] ⁿ¹ ∙ [B] ⁿ²,

где величины n₁ и n₂ – порядки реакции по веществу А и В, k - константа скорости реакции. Сумму порядков реакции по всем реагирующим веществам называют порядком реакции. Порядок реакции – величина формальная. Он может быть положительным, отрицательным, целым или дробным, а также нулевым числом. Порядок реакции определяется опытным путем, так как для большинства реакций порядки реакции по веществу не равнозначны стехиометрическим коэффициентам.

Молекулярность реакции

Молекулярность реакции определяется числом частиц, одновременно сталкивающихся и приводящих к химическим превращениям. Взаимодействие подобного рода носит название элементарного акта химического превращения.

Различия между молекулярностью и порядком реакции заключаются в следующем:

1. молекулярность реакции имеет вполне определенный физический смысл, а порядок реакции – величина формальная;

2. порядок реакции может принимать любые значения, численные значения молекулярности ограничены тремя цифрами – 1, 2, 3;

3. порядок реакции можно использовать для характеристики любых реакций (как сложных так и простых), понятие «молекулярность» применимо только к элементарным актам химических превращений.

Контрольные вопросы

1. Химическая реакция.

2. Исходные вещества, продукты реакции, промежуточные вещества.

3. Гомогенные и гетерогенные реакции.

4. Скорость химической реакции

5. Кинетическая кривая

6. Порядок реакции.

7. Молекулярность реакции.

Литература

11.Киселев П.А., Бокуть С.Б. Курс лекций по физической химии, Учебное пособие, Минск, МГЭУ им. А.Д. Сахарова, 2005, 141 С.

12.Киселев П.А., Бокуть С.Б. Курс лекций по коллоидной химии, Учебное пособие, Минск, МГЭУ им. А.Д. Сахарова, 2005, 54 С.

13.Бокуть С.Б., Подобед Л.Ф., Киселев П.А., Сборник задач по физической и коллоидной химии, Учебное пособие, Минск, МГЭУ, 2007, 99 С.,

14.Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. М.: Высшая школа, 2003.

15.Физическая химия. Под ред. Краснова К.С. М.: Высшая школа, 1982.

Ход работы

Задание

Изучить влияние концентрации сульфита натрия на скорость химической реакции

Суммарное уравнение реакции имеет вид:

2KJO₃ + 5Na₂SO₃ + H₂SO₄ ↔ J₂ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Реакция протекает в несколько стадий. Интервал времени от начала реакции до появления свободного йода (момент появления синей окраски) указывает на время, необходимое для полного окисления сульфита натрия йодатом калия. Изменяя концентрацию одного из реагентов, например, сульфита натрия, можно определить зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре.

1. Заполнить первую бюретку 0,01 М раствором Na₂SO₃.

2. Заполнить вторую бюретку Н₂О.

3. В пять пробирок внести с помощью пипетки по 1 мл 0,01 М раствора KJO₃ в 0,25 М растворе H₂SO₄.

4. В пять конических колб прилить из бюреток 0,01 М раствор Na₂SO₃ и Н₂О в количествах, указанных в таблице. Туда же внести с помощью пипетки по 1,25 мл 1 % раствора крахмала.

5. Прилить раствор KJO₃ из пробирки к раствору Na₂SO₃ и крахмала в колбе и включить секундомер.

6. Измерить промежуток времени от момента сливания растворов до появления синего окрашивания.

7. Внести результат в таблицу.

Таблица

№	Объем растворов, мл	Конечная молярная концентрация Na₂SO₃, М	Время реакции t, сек	Средняя скорость реакции v, М сек^-1
Na₂SO₃ (0,01 М)	Н₂О	крахмал (1 %)	KJO₃ (0,01 М)
	0,3	10,95	1,25
	0,6	10,65	1,25
	1,25		1,25
	2,5	8,75	1,25
		6,25	1,25

8. По экспериментальным данным провести расчет конечной молярной концентрации сульфита натрия с учетом его разведения при сливании растворов (С) и среднюю скорость окисления сульфита натрия за измеренный интервал времени при различных его концентрациях (v).

0,01 ∙ V (Na₂SO₃)

C (Na₂SO₃) = ————————— (M)

V _общ_.

V _общ_. = V _Na₂_SO₃ + V _H₂_O + V _{крахмал} + V _KJO₃ (мл)

v = C (Na₂SO₃) / t (М/сек)

9. Построить график зависимости скорости окисления сульфита натрия (v) от концентрации сульфита натрия (С).

Оформление работы

К занятию:

1. Кратко законспектировать теоретический материал по лабораторной работе.

Во время занятия:

2. Описать этапы работы.

3. Заполнить таблицу.

4. Построить график.

5. Оформить результаты измерений.

6. Сделать выводы.

Лабораторная работа № 4

Тема: Цель работы:

Изучение кинетики реакции окисления J^¯-ионов пероксидом водорода в кислой среде Определить порядок реакции по Н₂О₂ и константы скорости реакции при постоянной концентрации J^¯-ионов. Рассчитать константы скорости реакции по J^¯-иону и определить порядок реакции по J^¯-иону

Оборудование и материалы:

· Бюретка;

· Пипетки стеклянные;

· Коническая колба на 200 мл;

· Мерные цилиндры;

· Секундомер.

Реактивы:

· Раствор Na₂S₂O₃(0,05 M);

· Раствор KJ (0,075 M);

· Раствор крахмала (1 %);

· Раствор H₂SO₄(1 М);

· Раствор Н₂О₂ (0,05 М);

· Раствор (NH₄)₂MoO₄ (0,1 М)

Вода дистиллированная.

Теоретическая часть

Порядок реакции

Порядок реакции – формальная величина, использующаяся для характеристики зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, имеющихся в данный момент времени, возведенных в некоторые степени. Для реакции:

А + В → С + Д (1)

Скорость реакции можно записать как:

v = k [С] ⁿ¹ ∙ [Д] ⁿ²,

где величины n₁ и n₂ – порядки реакции по веществу С и Д. Сумму порядков реакции по всем реагирующим веществам называют общим порядком реакции. Лишь в случае небольшого числа простых реакций порядок простой гомогенной реакции совпадает с числом молекул, участвующих в элементарном акте, то есть, показатели степени, из которых складывается порядок реакции, соответствуют стехиометрическим коэффициентам.

Скорости абсолютного большинства реакций (многостадийных), выражаются сложным уравнением. Величины n₁ и n₂ этих случаях определяются как правило экспериментальным путем и для подавляющего большинства реакций порядки реакции по веществу не равнозначны стехиометрическим коэффициентам. Порядок реакции – величина формальная и может быть положительным или отрицательным, целым или дробным, а также нулевым числом.

В реакциях нулевого порядка (разложение NH₃) скорость не зависит от концентрации вещества. Реакции, порядок которых равен 1, 2, 3 и т. д., называют реакциями первого, второго и т.д. порядка и имеют свои особенности графического построения зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.