Контрольные вопросы

1. Что называют эквивалентом вещества?

2. Как определить эквивалент кислоты, основания, соли в кислотно-основных реакциях?

3. Как определить эквивалент вещества в окислительно-восстановительных реакциях?

4. Что такое моль эквивалентов и молярная масса эквивалентов?

5. Рассчитайте молярные массы эквивалентов следующих веществ в реакциях обмена: NaOH, H₂S; , Ca(OH)₂; H₂SO₄, NH₄OH. Составьте уравнения реакций.

6. К раствору, содержащему 1 г соляной кислоты, прибавили раствор, содержащий 1 г гидроксида натрия. Будет ли полученный раствор нейтральным, кислым или щелочным? Ответ подтвердите расчетом.

Лабораторная работа № 3 скорость химических реакций

Цель работы: изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов: природы реагирующих веществ, концентрации, температуры.

3.1 Теоретическая часть

Скорость химической реакции (v) определяется изменением концентрации ΔС одного из реагирующих веществ (или продукта реакций) в единицу времени. Концентрация выражается числом молей вещества, содержащихся в 1 л (моль/л), и наиболее употребляемая единица измерения скорости – моль на литр-секунду моль/(л∙с).

В химической кинетике пользуются понятием средней скорости в данном интервале времени Δt:

. (3.1)

Истинная скорость (в любой момент времени) определяется первой производной концентрации по времени:

. (3.2)

Скорость химической реакции зависит в первую очередь от природы реагирующих веществ. Скорость гомогенной реакции от концентрации реагентов, а гетерогенной реакции – от площади соприкасающихся фаз, т.е. степени дисперсности. Скорости всех реакций зависят от температуры, многих реакций – от присутствия катализаторов.

Зависимость скорости химической реакции от концентраций выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Например, для реакции

2NO + O₂ → 2NO₂ (3.3)

закон действия масс может быть записан:

v = kс²(NO) ∙ с(O₂), (3.4)

где v – скорость химической реакции; k – константа скорости; c(NO) и с(O₂) – концентрации реагирующих веществ.

Реакция в гетерогенной системе, например

С_(к) + О_2(г) → СО_2(г) (3.5)

осуществляется на поверхности раздела между фазами. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной температуре зависит не только от концентрации газообразного вещества, но и от площади поверхности раздела. Для указанной реакции закон действия масс имеет вид

v = k ∙ с (O₂) S, (3.6)

где k – константа скорости; C(O₂) – концентрация кислорода; S – площадь поверхности раздела между фазами.

В общем случае для реакций со сложным механизмом зависимость скорости реакции от концентрации описывается кинематическим уравнением, по форме аналогичным закону действующих масс. Например, для реакции:

аА + вВ ↔ продукты; (3.7)

, (3.8)

где «р» и «q» – эмпирические (найденные экспериментальным путем) коэффициенты, не обязательно совпадающие со стехиометрическими коэффициентами «а» и «в»; k – константа скорости реакции, размерность которой зависит от значений «р» и «q».

Константа скорости зависит от тех же факторов, что и скорость химической реакции, но не зависит от концентрации реагирующих веществ.

Величина р + q определяет порядок кинетического уравнения реакции, который показывает каким образом скорость реакции зависит от концентрации реагентов. Порядок кинетического уравнения может принимать значения 0, 1, 2 и более, он может быть также дробным.

Важной характеристикой реакции является период полупревращения t_0,5 – – время, за которое в реакцию вступает половина исходного вещества. Для радионуклидов аналогичная величина называется периодом полураспада.

Для реакций нулевого порядка кинетическое уравнение имеет вид

. (3.9)

Обозначим через С₀ начальную концентрацию реагента, через С_t – концентрацию реагента в момент времени t. Тогда

с0 – сt = kt (3.10)

и (3.11)

dim k = L^–3T^–1N, единица измерения – моль на литр-секунду [моль/(л·с) или кмоль/м³·с].

Для реакций первого порядка

, (3.12)

откуда ; (3.13)

dim k = T^–1, единица измерения – секунда в минус первой степени (с^–1).

Для реакций второго порядка

, (3.14)

откуда ; (3.15)

dim k = L^–3T^–1N^–1, единица измерения – литр на моль-секунду [л/(моль·с) или м³/кмоль·с].

Из приведенных уравнений можно сделать выводы:

1) Величина константы скорости уравнения первого порядка не зависит от способа выражения концентрации, а уравнений нулевого и второго порядков – зависит.

Например, если концентрацию выразить не в моль/л, а в миллимоль на литр, то величина константы скорости кинетических уравнений реакций нулевого порядка увеличится в 1000 раз, а величина константы скорости кинетических уравнений реакций второго порядка в 1000 раз уменьшится.

2) Величины констант скорости кинетических уравнений реакций всех порядков зависят от выбранной единицы времени. Например, если время выразить не в секундах, а в минутах, то величины констант возрастут в 60 раз.

3) Период полупревращения реакций первого порядка не зависит от начальной концентрации реагента, период полупревращения реакций нулевого порядка возрастает при увеличении с₀, а реакций второго порядка – уменьшается. Анализируя зависимость периода полупревращения реакции от начальной концентрации реагента, можно определить порядок реакции.

Скорость реакции зависит от температуры. В соответствии с эмпирическим правилом Вант-Гоффа скорость большинства реакций увеличивается приблизительно в 2-4 раза при повышении температуры на 10 ºС:

k_T+ΔT = k_T ·  ^ΔT/10, (3.18)

где  – температурный коэффициент скорости реакций.

Многие каталитические реакции не подчиняются этому правилу, для большинства из них  < 2.

Более точную зависимость скорости химической реакции от температуры устанавливает уравнение Аррениуса:

, (3.19)

где k₀ – предэкспоненциальный множитель, пропорциональный числу столкновений реагирующих частиц; Е_а – энергия активации реакции; Т - температура по шкале Кельвина; е – основание натурального логарифма; R – универсальная газовая постоянная (в системе СИ равна 8,314 Дж/моль·К).

Энергия активации реакции Е_а – энергетический барьер, который должны преодолеть исходные вещества по пути превращения в продукты реакции. Dim Е_а = L² МT^–2N, единица измерения – джоуль на моль (Дж/моль).

Уравнение Аррениуса для двух температур имеет следующий вид:

, (3.20)

или , (3.21)

где k₁ и k₂ – константы скорости при температуре Т₁ и Т₂ соответственно.

. (3.22)