Скорость химических реакций

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

Взаимодействие водного раствора тиосульфата натрия с серной кислотой протекает по уравнениям:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S₂O₃,

H₂S₂O₃ = SO₂ + S + H₂O.

Нерастворимая в воде сера выделяется в виде мути. Промежуток времени между началом реакции и ее видимым результатом (появлением мути) связан со скоростью реакции: чем больше скорость (v), тем меньше время ().

Для проведения опыта необходимы три бюретки, заполненные:

1. раствором тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ ( );

2. раствором серной кислоты H₂SO₄;

3. водой.

Три чистые пробирки нумеруем: «1», «2», «3».

В первую пробирку из бюретки наливаем 6 мл раствора Na₂S₂O₃.

Во вторую пробирку – 4 мл раствора Na₂S₂O₃ и 2 мл H₂O из бюретки.

В третью пробирку наливаем 2 мл раствора Na₂S₂O₃ и 4 мл H₂O.

Три другие чистые пробирки помечаем буквой «к» (кислота). В каждую из этих пробирок наливаем из бюретки по 2 мл раствора H₂SO₄.

В первую пробирку с тиосульфатом натрия вливаем из пробирки «к» отмеренное количество серной кислоты и, быстро взболтав, включаем секундомер. Измеряем время до момента появления мути, полученный результат записываем в таблицу 4. Аналогичные опыты проделываем с растворами в других пробирках.

Таблица 4 – Результаты эксперимента

Номер пробир-ки	Объем раствора V, мл		Относительная концентрация	Время , сек	Относительная скорость реакции
	Na2S2O3	H2O
1	6	0	1
2	4	2	2/3
3	2	4	1/3

На миллиметровке начертите график зависимости относительной скорости реакции от концентрации реагента, рис.33.

Рисунок 33 – график зависимости относительной скорости реакции от концентрации реагента

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагентов.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Влияние температуры на скорость реакции можно также проследить по времени помутнения подкисленного раствора тиосульфата натрия.

Наливаем в одну пробирку 4 мл раствора тиосульфата натрия, а в другую – 4 мл раствора серной кислоты. В стакан объемом 500 мл наливаем до половины воду комнатной температуры. Обе пробирки помещаем в стакан с водой. Через 4-5 минут измеряем температуру воды в стакане. Выливаем содержание одной пробирки в другую, перемешиваем полученную смесь, ставим пробирку в стакан и включаем секундомер. Измеряем время до момента появления мути, полученный результат записываем в таблицу.

В две другие пробирки наливаем 4 мл раствора Na₂S₂O₃ и 4 мл раствора H₂SO₄. В стакан добавляем горячую воду, чтобы температура воды в стакане повысилась на 10 ^оС. Пробирки ставим в стакан с водой для термостатирования. Через 5 минут выливаем содержание одной пробирки в другую, перемешиваем полученную смесь, ставим пробирку в стакан и включаем секундомер. Измеряем время до момента появления мути, полученный результат записываем в таблицу.

Опыт повторяем, увеличив температуру воды в стакане еще на 10 ^оС (то есть на 20^о выше комнатной). Полученные результаты записываем в таблицу 5.

Таблица 5 – Результаты эксперимента

Номер опыта	Температура опыта, оС	Время реакции, , сек	Относительная скорость
1
2
3

Рассчитываем, во сколько раз увеличивается скорость реакции при нагревании на каждые 10 ^оС:

На миллиметровке начертите график зависимости относительной скорости реакции от температуры (для температуры и скорости масштабы удобнее брать разные), рис. 34.

Рисунок 34 – график зависимости относительной скорости

реакции от температуры

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры, отметьте, во сколько раз увеличивается скорость реакции при нагревании на каждые 10 ^оС.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Большинство химических реакций обратимы, т. к. они протекают в прямом и обратном направлениях:

Н₂ + I₂  2 HI.

В соответствии с законом действующих масс скорость прямой реакции выражается уравнением:

v_пр = k₁  [H₂]  [I₂].

Скорость обратной реакции

v_обр = k₂  [HI]²,

где [H₂], [I₂], [HI] – равновесные молярные концентрации H₂, I₂ и HI соответственно.

В ходе процесса скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной – увеличивается до тех пор, пока v_пр = v_обр. В системе наступает равновесие. Установившееся равновесие является динамическим, то есть прямая и обратная реакции не прекращаются, а идут с одинаковыми скоростями.

Поскольку при равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, v_пр= v_обр , то и k₁  [H₂]  [I₂] = k₂[НI]².

Разделим переменные и постоянные величины:

.

Частное от деления констант скоростей прямой (k₁) и обратной (k₂) реакций является величиной постоянной, называется константой химического равновесия и обозначается К_равн.

.

Для выражения состояния равновесия при взаимодействии между газообразными веществами часто вместо концентраций используют равновесные парциальные давления реагентов

.

Константа равновесия, выражаемая через равновесные концентрации реагентов (К_с) и константа равновесия, выражаемая через их парциальные давления (К_р), связаны уравнением К_р = К_с  (RT)^, где  – изменение количества вещества газов во время реакции (согласно уравнению Менделеева – Клапейрона pV= RT или p = cRT, где с – молярная концентрация).

Для реакций, протекающих без изменения количеств газообразных веществ, К_р = К_с.

Для реакции СаСО_{3 (тв)}  СаО _(тв) + СО_{2 (г)}↑ К_{.равн (с)} = [СО₂] или К_равн(р) = р(СО₂), так как концентрации твердых веществ в выражение констант химического равновесия не входят. Для данной реакции К_р=К_сRT.

Для реакции 3Н₂ + N₂  2 NH₃ (газов) = 2 – (3 + 1) = –2

или

.

Величина К_равн зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от концентраций реагентов и давления в системе (если оно не очень велико).

Если К>>1, в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия (реакция протекает в прямом направлении практически до конца).

Если К<<1, в равновесной смеси преобладают исходные реагенты (реакция в прямом направлении практически не идет).

Константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Для эндотермических процессов (ΔН⁰ > 0) повышение температуры приводит к увеличению константы равновесия, для экзотермических (ΔН⁰ < 0) – к ее уменьшению.