Влияние различных факторов на скорость химических реакций

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

А

достижения равновесия (при Кр = 8): С (исх)

исходная

(начальная) концентрация вещества А;

[А]- равновесная концентрация вещества А;

С (исх)

А израсходованная (прореагировавшая) концентрация вещества А;

τ0- начальный момент времени (продуктов реакции еще нет);

τр- момент наступления равновесия (после этого концентрации остаются постоянными — равновесными);

С х

а концентрация вещества А в момент времени τх (в любой момент времени после начала протекания реакции до наступления равновесия); Кр- константа равновесия процесса;

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

C

(изр)

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;

В =

С (изр) 3

(изр)

C

.

A

[В] = 1,5 —

3 (0,6 • 2) = 1,5 — 0,9 = 0,6 моль/л.

4

Из четырех

(изр)

C

A

получается два [D],

поэтому [D]= 1

(изр)

C

A

= 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.