Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
Для проведения опыта приготовлены два раствора, каждый из которых наливают в отдельную бюретку для взятия точного объема (в третьей бюретке — вода для изменения исходной концентрации):
1-й раствор — смесь сульфита натрия Na2SO3, H2SO4
и крахмала;
2-й раствор — раствор иодата калия КIO3.
При взаимодействии иодата калия с сульфитом натрия в кислой среде протекает реакция с образованием свободного иода (обнаруживается крахмалом):
2КIO3 + 5Na2SО3 + H2SО4 = K2SО4 + I2 + 5Na2SО4 + H2O.
Опыт заключается в практическом определении зависимости времени протекания реакции (Ä τ) от изменения концентрации иодата калия (СКIO3) при постоянной концентрации сульфита натрия.
Порядок проведения опыта:
1. В четыре пробирки налить по 3 мл 1 % - го раствора (Na2S03).
2. В четырех других пробирках приготовить растворы КIO3 различных относительных концентраций (табл. 1).
3. Практически определить отрезки времени (Ä τ) от момента сливания подготовленных растворов (Na2SO3 и
КIO3) до появления синего окрашивания крахмала (уже добавлен в раствор Na2SО3) иодом.
4. Результаты наблюдений занести в табл.1.
Таблица 1. Влияние концентрации иодата калия на условную скорость реакции.
| № п/п | Объем, мл | Относительная концентрация иодата калия | Время протекания реакции Äτ, с | Условная скорость реакции V= 1 Ä t | ||
| 1-й раствор | 2-й раствор | |||||
| Na2SO3 | КIO3 | Н2О | ||||
| 0,25 | ||||||
| 0,50 | ||||||
| 0,75 | ||||||
| - | 1,00 |
На миллиметровой бумаге строят график зависимости V (ось ординат) от С (ось абсцисс).
Масштаб следует выбирать таким образом, чтобы наибольшие значения величин по оси ординат и абсцисс находились на расстоянии не менее 8 см от начала координат.
В соответствии с законом действия масс зависимость скорости от концентрации должна выражаться прямой линией, проходящей через начало координат (рис. 1).
V
Рис.1. Зависимость скорости V (ось ординат) реакции концентрации С (ось абсцисс) реагирующих веществ
Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции.
Для выполнения опыта в три пробирки наливают по 3 мл иодата калия, а в другие три пробирки — по 3 мл сульфита натрия. Первую пару пробирок помещают в стакан с водопроводной водой. Через 3–4 мин, измерив температуру воды в стакане, сливают содержимое пробирок и отсчитывают время с момента сливания до момента появления синего окрашивания.
Вторую пару пробирок поместить в стакан с водой и нагреть воду до температуры на 11...12°С выше той, при которой находилась первая пара пробирок. Проделать тот же самый опыт. Нагревать на 1...2°С выше заданной (т.е. нагревать не на 10, а на 11...12°С) необходимо потому, что при сливании растворов температура понижается.
В третьей паре пробирок температуру воды повысить еще на 11...12°С, чем для второй.
Результаты наблюдений записать в виде табл. 2.
Таблица 2. Влияние температуры на скорость реакции
| № | Температура | Промежуток времени | от | Скорость реакции, моль/с V = |
t
|
| п/п | опыта, °C | начала сливания | до | ||
| появления | |||||
| окрашивания τ, с |
На миллиметровой бумаге построить график (рис.2) зависимости скорости реакции (V) от температуры (t°С). С помощью этого графика получить величину температурного коэффициента (g), используя правило
Вант-Гоффа. Для этого на оси температур произвольно выбрать две температуры (t1 и t2), отличающиеся на 10°С,
и с оси скоростей снять соответствующие выбранным температурам скорости — V1, и V2 (см. рис. 2).
 |
Рис 2. Зависимость скорости V (ось ординат) от температуры t°C (ось абcцисc)
Опыт 3. Смещение химического равновесия при изменениях концентраций реагирующих веществ. Для опыта удобно воспользоваться следующей реакцией:
FeCl3 + 3NH4CNS ↔ Fe(CNS)3 + 3NH4Cl.
Из веществ этой системы Fe(CNS)3 интенсивно окрашен в красный цвет, в то время как разбавленные растворы FеСl3 окрашены в желтый цвет, а растворы NH4CNS и NH4Cl бесцветны. Поэтому всякое изменение концентрации Fе(CNS)3 сказывается на окраске. Это позволяет наблюдать, в каком направлении сдвигается равновесие при изменении концентрации реагирующих веществ.
Для проведения опыта налить в стакан около 30–40 мл воды и добавить точно по одной или две капли NH4CNS и FеСl3, раствор должен иметь светло-красный цвет (если раствор темно-красный, можно разбавить водой).
Составить уравнение обратимой реакции и уравнение константы равновесия.
Разлить полученный раствор в пробирки (их четыре). В первую добавить две капли FеСl3, во вторую — две капли NH4CNS, в третью насыпать сухой соли NH4Cl. Перемешать содержимое стеклянной палочкой.
Как изменится интенсивность окраски в этих пробирках по сравнению с контрольной? Дать объяснения, исходя из уравнения константы равновесия. В какую сторону сместилось равновесие?
Вопросы для самостоятельной работы
1. Дать определение понятию скорость химической реакции. В каких единицах она измеряется?
2. Закон действия масс. Привести примеры уравнений реакций и математического выражения для них закона действия масс.
3. Физический смысл константы скорости химических реакций. От каких факторов она зависит?
4. Сформулировать правило Вант-Гоффа. Влияние температуры на скорость химических реакций.
5. Почему часть столкновений между молекулами не приводит к протеканию реакций? Энергия активации.
6. Катализаторы. Как можно объяснить их действие при гомогенном и гетерогенном катализе? Ферментативный катализ.
7. Обратимый и необратимый процессы. Состояние химического равновесия. Вывод константы равновесия в общем виде и на примере конкретной химической реакции. Свободная энергия Гиббса и равновесие.
8. Сформулировать принцип Ле-Шателье. Как влияет изменение давления, температуры и¤ концентрации реагирующих веществ на состояние равновесия в гомогенных и гетерогенных системах?
9. Как влияет изменение температуры на химическое
равновесие в экзотермических и эндотермических реакциях? Связь константы равновесия с термодинамическими функциями.
" Для решения задач на эту тему необходимо:
1. Знать следующие понятия: а) скорость химической реакции; б) гомогенный процесс, гетерогенный процесс; в) константа скорости химической реакции; г)прямая, обратная реакции; д) химическое равновесие; е) смещение химического равновесия; ж) константа химического равновесия.
2. Знать влияние различных факторов на величину скорости реакции:
а) концентрации реагирующих веществ (закон действующих масс) в гомогенных и гетерогенных реакциях;
б) давление для реакций с участием газов (также закон действующих масс, так как для газов увеличение давления равнозначно аналогичному увеличению концентраций);
в) температура; приближенная зависимость определяется правилом Вант-Гоффа: V2/V1, = γ∆t/10.
3. Иметь в виду, что время протекания реакции (τ) обратно пропорционально скорости реакции (v): τ1/τ2 = V2/V1.
4. Знать принцип Ле-Шателье, определяющий направление смещения равновесия при изменении внешних условий (при воздействии извне на систему, находящуюся в равновесии).
5. Помнить, что смещение равновесия заключается в изменениях концентраций, участников равновесия. Выражение «равновесие сместилось вправо» означает, что увеличились концентрации продуктов; «равновесие сместилось влево» — увеличились концентрации
исходных веществ.
6. Помнить, что каждый фактор (концентрации, давление, температура) влияет на направление смещения равновесия самостоятельно, и влияние каждого фактора должно рассматриваться отдельно.
7. Различать равновесные (в состоянии равновесия), текущие (изменяющиеся в ходе реакции) и израсходованные (вступившие в реакцию) концентрации реагирующих веществ. При этом помнить, что стехиометрическими коэффициентами уравнения реакции связаны между собой расходуемые концентрации реагентов (исходных веществ) и получающиеся количества продуктов.
Исходные концентрации — условные концентрации реагентов (исходных веществ) в тот момент времени, когда продукты еще не появились, т.е. когда реакция еще не началась. По мере протекания реакции исходные концентрации реагентов постепенно уменьшаются и достигают равновесных величин, а концентрации продуктов, равные нулю в начальный момент времени, постепенно увеличиваются и достигают своих равновесных величин (рис. 3).
 |
Рис. 3. Изменение концентраций реагентов и продуктов в реакции синтеза аммиака
Изменение концентраций реагентов и продуктов в
реакции синтеза аммиака (N2 + ЗН2 ↔2NH3) по мере
|
исходная
(начальная) концентрация вещества А;
[А]- равновесная концентрация вещества А;
|
τ0- начальный момент времени (продуктов реакции еще нет);
τр- момент наступления равновесия (после этого концентрации остаются постоянными — равновесными);
|
Кр- константа равновесия процесса.
Решение типовых задач
Пример1. Реакция идет по уравнению 4А(Г) + 3В(Г)↔2D(r) + F(r).
Исходные концентрации реагентов были:
С (исх)
(исх)
А = 2 моль/л, С В = 1,5 моль/л.
Равновесие в системе наступает, когда израсходуется
60% вещества А. Определить:
а) константу равновесия процесса;
б) как и во сколько раз изменится начальная скорость прямой реакции к моменту наступления равновесия;
в) как изменятся скорости прямой и обратной реакций при уменьшении давления в 2 раза и куда при этом сместится равновесие.
Решение:
[ D ]2 ×[ F ]
а) Кс =,
[ A ]4 ×[ B ]3
находим равновесные концентрации участников реакции
|
A
= 0,6 • 2 = 1,2 моль/л;
[A] = С (исх) (изр)
А - CA
= 2 — 0,6 • 2 = 0,8 моль/л;
[B] = С (исх)
(изр)
(изр)
(изр)
В — С В; на 4 CA надо 3С В;
|
(изр)
|
|
[В] = 1,5 —
3 (0,6 • 2) = 1,5 — 0,9 = 0,6 моль/л.
4
Из четырех
(изр)
|
получается два [D],
поэтому [D]= 1
(изр)
|
= 1. 1,2 = 0,6 моль/л.
2
[F] =
1 [D]=
2
1. 0,6 = 0,3 моль/л.
2
Зная равновесные концентрации
[А] = 0,8; [В] = 0,6; [D] = 0,6; [F] = 0,3,
находим величину константы равновесия:
[ D ]2 ×[ F ]
Кс = 4 3 = [ A ] ×[ B ]
(0,6)2 × 0,3
(0,8)4 × (0,6)3
= 1,22.
Ответ: а) Кр = 1,22,
находим начальную скорость прямой реакции по закону
действующих масс (V
= kC 4 × C 3):
V к Сисх 4 Сисх 3
A B
к 4 3 к
нач =
(А) × (
В) =
(2)
× (1,5)
= 64.
Находим скорость этой реакции в состоянии равновесия: V(р)= к[A]4. [В]3= к(0,8)4. (0,6)3=0,8856 к,
Vнач Vр
= 64 к 0,8856 к
= 72 раза.
Ответ: б) скорость прямой реакции в состоянии равновесия в 72 раза меньше, чем в начальный момент времени; уменьшение давления для газов означает уменьшение их концентраций, следовательно
Vпр= к [
A]. [ 1
2
B]=(1
2
)7k[A]4.[B]3= V, где Vпр —
скорость прямой реакции,
Vобр= к [
D]. [ 1
2
F]=(1
2
)3k[D]4.[F]= V
8
, где Vобр — скорость
обратной реакции.
Ответ: в) при уменьшении давления в 2 раза скорость прямой реакции уменьшается в 128 раз, а скорость обратной — 8 раз. Равновесие в системе сдвигается влево
— в сторону большего объема, так как уменьшение давления аналогично увеличению объема.
Пример 2. Реакция при 20°С идет со скоростью V(20) = 2,4 k, а при 80°С — со скоростью V(80) = 1240k.
Определить:
а) температурный коэффициент скорости реакции
(g);
б) за какое время пройдет эта реакция при 20 и 50°С,
если при 80°С она проходит за τ(80)=10 с.
Решение: а) в соответствии с правилом Вант-Гоффа V 2 =
V 1
Ä t
g 10,
80- 20
V 80 = g 10
V 20
= g 6 = 1240 = 518;
2,4
g 6 =518,
в логарифмической форме
61g(g)=lg 518=2,714; lg(g) =
2,714 =0,45.
6
По таблице антилогарифмов находим g = 2,83.
Ответ: a) g = 2,83;
так как время протекания реакции обратно пропорционально cкорости, то при 200С реакция будет
идти в (1240:2,14) 518 раз дольше, чем при 800С, т.е. τ20= 518, τ80= 518. 10 = 5180 с = 1 ч 26 мин 20 с.
t 50
t 80
= V 80
V 20
= (2,83) = 80 -50 = 2,833 = 22,7(раза); 
10
τ50=22,7х, t80=22,7. 10 = 227 c = 3 мин 47 c.
Ответ: б) эта реакция, протекающая при 800С за 10 с, при
500С будет идти 3 мин 47 с, а при 200 С — 1ч 26 мин 20с.
