- •Скорость химических реакций в гетерогенных системах
- •Химическое равновесие.
- •Экспериментальная часть.
- •Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
- •Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Влияние величены поверхности реагирующих веществ на скорость гетерогенных химических реакций.
- •Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.
- •Влияние температуры веществ на химическое равновесие.
- •Влияние величены поверхности реагирующих веществ на скорость гетерогенных химических реакций.
- •Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.
- •Влияние температуры веществ на химическое равновесие.
- •Влияние величены поверхности реагирующих веществ на скорость гетерогенных химических реакций.
- •Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.
- •Влияние температуры веществ на химическое равновесие.
Влияние величены поверхности реагирующих веществ на скорость гетерогенных химических реакций.
Ход опыта:
В две пробирки налили по 1/4 объема 10%-го раствора соляной кислоты. Поместили в обе пробирки кусочки мела и мрамора (приблизительно по 0.5 грамма). Для обеих реакций формула одинакова, но из-за различий в структуре кристаллической решетки реакция с мелом протекает значительно быстрее.
Уравнение реакций:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2CO3
Вывод:
В гетерогенных реакциях скорость реакции зависит от площади соприкосновения различных фаз, причем при увеличении площади, увеличивается скорость реакции.
Опыт 4.
Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.
Ход опыта:
Для того, чтобы более четко увидеть влияние концентрации на cмещение химического равновесия, воспользуемся реакцией взаимодействия раствора хлорида железа (FeCl3) c радонитом калия (KCNS), которая является обратимой.
Для этого налили в стакан 10 мл 0,02н раствора FeCl3 и добавили 10 мл 0,01н раствора KCNS. Полученный раствор разделили на четыре пробирки. В первую пробирку добавили 5 капель концентрированного FeCl3 , во вторую - 3 капли концентрированного раствора KCNS, а в третью положили немного твердого KСl и встряхнули пробирку несколько раз, чтобы ускорить растворение соли. Четвертая пробирка - контрольная.
Сопоставили интенсивность окрасок трех пробирок с контрольной и, пользуясь выражением константы химического равновесия, занесли данные в таблицу 3.
Таблица 3
-
№ пробирки
Добавленное вещество
Изменение интенсивности окраски (ослабление, усиление)
Направление смещения равновесия (,,)
1.
FeCl3
усиление
2.
KCNS
усиление
3.
KCl
ослабление
4.
---
---
---
Реакция протекает по следующему уравнению:
FeCl3 + 3KCNS Fe(CNS)3 + 3KCl
Константа скорости вычисляется таким образом:
K = CCc * CDd / CAa * CBb
Изменение интенсивности красного окрашивания обусловлено образованием радонита железа Fe(CNS)3. А так как реакция обратимая, то при смещении равновесия влево - интенсивность окраски ослабевает.
Вывод:
При увеличении концентрации одного из реагирующих веществ химическое равновесие смещается в сторону расхода данного вещества.
Опыт 5.
Влияние температуры веществ на химическое равновесие.
Ход опыта:
В две пробирки налили 4-5 мл раствора крахмала и добавили 3-4 капли 0,1н раствора I2 (пока не появилась синяя окраска). При взаимодействии йода с крахмалом протекает экзотермическая реакция с образованием синего вещества - йодокрахмала.
йод + крахмал йодокрахмал - H
Используя одну из них в качестве контрольнной, другую охлаждая и нагревая, наблюдали за изменением в ней окраски. При нагревании йодо-крахмального раствора синее окрашивание исчезает.
Вывод:
При увеличении температуры равновесие экзотермических реакций смещается в сторону исходных веществ, а при охлаждении в сторону продуктов реакции.
Контрольные вопросы
1. Каков физический смысл константы скорости ?
Константа скорости - это значение скорости реакции при концентрациях исходных веществ равных 1.
2. Напишите уравнение закона действующих масс для следующих реакций:
C + O2 = CO2
ZnO + H2 = H20 + Zn
Fe2O3 + 3H2 = 3H2O + 2Fe
Все эти реакции гетерогенные, из чего следует, что уравнения закона масс будут выглядеть следующим образом :
C(т) + O2(г) = CO2 р V=k*С(O2)
ZnO(т) + H2(г) = H2O + Zn р V=k*C(H2)
Fe2O3(т) + 3H2(г) = 3H2O + 2Fe р V=k*C(H2)3
3. Как изменится скорость реакции образования NO при увеличении давления в системе в два раза ?
N2 + O2 2NO
Поскольку вещества газообразные, то согласно закону масс скорость данной реакции будет определяться следующим уравнением:
V=k*P(N2)*P(O2)
Таким образом, при увеличении давления в два раза, скорость реакции возрастет в 4 раза.
4. В какую сторону сместиться равновесие системы
2NO(г) + O2(г) 2NO2(г) - H
а) при нагревании;
б) при увеличении давления.
Согласно принципу Ле-Шателье при повышении температуры в экзотермической реакции равновесие сместиться в сторону обратной реакции, а при повышении давления - в сторону меньших объемов, т.е. в сторону прямой реакции.