Скорость химических реакций

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

Химические реакции протекают с различной скоростью. Скоростью химической реакции называют изменением концентрации реагирующего вещества в единицу времени. Она равно числу актов взаимодействия в единицу времени в единице объёма для реакции, протекающих в гомогенной системе (для гомогенных реакций), или на единице поверхности раздела фаз для реакций, протекающих в гетерогенной системе (для гетерогенных реакций).

Средняя скорость реакции v_ср. в интервале времени от t₁ до t₂ определяется отношением:

,

где С₁ и С₂ – молярная концентрация любого участника реакции в моменты времени t₁ и t₂ соответственно.

Знак “–“ перед дробью относиться к концентрации исходных веществ, ΔС < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔС > 0.

Основные факторы, влияющие на скорость химической реакции: природа реагирующих веществ, их концентрация, давление (если в реакции участвуют газы), температура, катализатор, площадь поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций.

Большинство химических реакций представляют собой сложные процессы, протекающие в несколько стадий, т.е. состоящие из нескольких элементарных процессов. Элементарные или простые реакции – это реакции, протекающие в одну стадию.

Для элементарных реакций зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс.

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Для реакции в общем виде

а А + b В… → с С,

cогласно закону действия масс v выражается соотношением

v = К∙с(А)^а ∙ с(В)^b,

где с(А) и с(В) – молярные концентрации реагирующих веществ А и В;

К – константа скорости данной реакции, равная v, если с(А)^а =1 и с(В)^b =1, и зависящая от природы реагирующих веществ, температуры, катализатора, площади поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций.

Выражение зависимости скорости реакции от концентрации называют кинетическим уравнением.

В случае сложных реакций закон действия масс применим к каждой отдельной стадии.

Для гетерогенных реакций в кинетическое уравнение входят только концентрации газообразных и растворенных веществ; так, для горения угля

С _(к) + О_{2 (г)} → СО_{2 (г)}

уравнение скорости имеет вид

v = К∙с(О₂)

Несколько слов о молекулярности и кинетическом порядке реакции.

Понятие «молекулярность реакции» применяют только к простым реакциям. Молекулярность реакции характеризует число частиц, участвующих в элементарном взаимодействии.

Различают моно-, би- и тримолекулярные реакции, в которых участвуют соответственно одна, две и три частицы. Вероятность одновременного столкновения трех частиц мала. Элементарный процесс взаимодействия более чем трех частиц неизвестен. Примеры элементарных реакций:

N₂O₅ → NO + NO + O₂ (мономолекулярная)

H₂ + I₂ → 2HI (бимолекулярная)

2NO + Cl₂ → 2NOCl (тримолекулярная)

Молекулярность простых реакций совпадает с общим кинетическим порядком реакции. Порядок реакции определяет характер зависимости скорости от концентрации.

Общий (суммарный) кинетический порядок реакции – сумма показателей степеней при концентрациях реагирующих веществ в уравнении скорости реакции, определенная экспериментально.

С повышением температуры скорость большинства химических реакций увеличивается. Зависимость скорости реакции от температуры приближено определяется правилом Вант-Гоффа.

При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2–4 раза.

,

где и – скорость реакции соответственно при температурах t₂ и t₁ (t₂>t₁);

γ – температурный коэффициент скорости реакции, это число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при увеличении температуры на 10⁰.

С помощью правила Вант-Гоффа возможно лишь примерно оценить влияние температуры на скорость реакции. Более точное описание зависимости скорости реакции температуры осуществимо в рамках теории активации Аррениуса.

Одним из методов ускорения химической реакции является катализ, который осуществляется при помощи веществ (катализаторов).

Катализаторы – это вещества, которые изменяют скорость химической реакции вследствие многократного участия в промежуточном химическом взаимодействии с реагентами реакции, но после каждого цикла промежуточного взаимодействия восстанавливают свой химический состав.

Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т.е. уменьшению разности между средней энергией активных молекул (активного комплекса) и средней энергией молекул исходных веществ. Скорость химической реакции при этом увеличивается.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ.

Подготовьте прибор для собирания газа над водой. В стеклянный кристаллизатор налейте воды; коническую пробирку доверху заполните водой. Закрыв отверстие пробирки пальцем, переверните её вверх дном и опустите в кристаллизатор с водой. Под водой осторожно откройте пробирку. Укрепите в штативе вторую пробирку, налейте в неё ¾ объёма 0,1 М раствора уксусной кислоты. Промойте водой 2–3 маленьких кусочка цинка, вытрите их фильтровальной бумагой и опустите в пробирку с кислотой. Пробирку закройте пробкой с отводной трубкой, конец которой опустите в воду и подведите под пробирку. Запишите время заполнения пробирки газом.

По окончании опыта вылейте уксусную кислоту из микроколбы, промойте цинк и высушите его фильтровальной бумагой.

Проведите аналогичный опыт, налив в колбу 0,1 М раствор соляной кислоты. Запишите время заполнения пробирки газом в этом случае.

Напишите уравнения реакции взаимодействия цинка с уксусной и соляной кислотами. Чем объяснить различную скорость выделения водорода в первом и во втором случаях?

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

В три большие пробирки (или стаканчика) наливайте по 10 мл раствора Na₂SO₃, подкисленного H₂SO₄ и содержащего небольшое количество крахмала, а в три других: в первую – 10 мл раствора KIO₃ + 20 мл H₂O, во вторую – 20 мл раствора KIO₃ + 10 мл Н₂О и в третью – 30 мл KIO₃.

Реакция между указанными веществами в сернокислой среде протекает по уравнению:

KIO₃ + 5 Na₂SO₃ + H₂SO₄ = I₂ + 5 Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Слейте по очереди попарно растворы Na₂SO₃ и KIO₃. Отметьте время появления окраски раствора по секундомеру в каждой пробирке. Результаты опыта запишите в таблицу:

№ проб	Объём, мл			Общий объём, мл	Относит. концентрация	Время потемнения	Относит. скорость реакции
	Na2SO3	KIO3	H2O
1	10	10	20	40	1
2	10	20	10	40	2
3	10	30	0	40	3

На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости скорости реакции от концентрации KIO₃ (в относительных единицах).

Опыт 3. Зависимость скорости реакции от температуры.

Зависимость скорости реакции от температуры изучают на примере реакции

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O

По правилу Вант-Гоффа (при γ = 1,8).

получаем, что при повышении температуры на 10⁰ скорость реакции увеличивается на 1,8 раза, на 20⁰ – в 3,24 раза, на 30⁰ – в 5,832 раза и т.д.

В три пробирки налейте по 5 мл раствора Na₂S₂O₃. Поместите все пробирки в стакан с водой и через 5-7 мин., измерив температуру воды в стакане, смешайте содержимое одной пары пробирок с H₂SO₄ и Na₂S₂O₃, и определите время помутнения раствора по секундомеру с момента сливания до начала появления мути.

Стаканчик с оставшимися пробирками подогрейте на 10⁰ и, вновь выдержав растворы при этой температуре 5 - 7мин, слейте содержимое второй пары пробирок с H₂SO₄ и Na₂S₂O₃. Определите время до начала появления мути.

Стаканчик с оставшимися пробирками подогрейте на 10⁰ и, вновь выдержав растворы при этой температуре 5 - 7мин (температура должна быть выше первоначальной на 20 ⁰С), слейте содержимое последней пары пробирок с H₂SO₄ и Na₂S₂O₃. Определите время до начала появления мути.

Результаты опыта запишите в таблицу.

№ пробирки	Температура, 0С	Время появления мути	Относит. скорость реакции
			vтеор.	vпракт.
1			1	1
2			1,8
3			3,24

На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости v_теор. от температуры. На этом же графике отметьте рассчитанные заранее значения v_практ.

Рассчитайте значения температурного коэффициента γ_практ. исходя из опытных данных.

Сделайте выводы о зависимости скорости реакции от температуры.

Опыт 4. Влияние поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе.

1.Взаимодействие карбоната кальция с соляной кислотой.

Приготовьте два небольших приблизительно одинаковых кусочка мела. Один из них разотрите пестиком на листе бумаги и пересыпьте в коническую пробирку, второй поместите в другую пробирку. В обе пробирки одновременно добавьте по 15 - 20 капель концентрированной соляной кислоты. Напишите уравнение реакции. Отметьте наблюдаемые явления и объясните их.

2. Взаимодействие нитрата свинца с йодидом калия.

Несколько кристаллов йодида калия и нитрата свинца Pb(NO₃)₂ поместите раздельно в две сухие чистые ступки, и тщательно разотрите пестиком. Приготовьте две сухие конические пробирки. В одну из них положите по несколько кристаллов Pb(NO₃)₂ и KI, в другую насыпьте приблизительно такое же количество солей, растёртых в порошок. Для перемешивания реагирующих веществ обе пробирки несколько раз энергично встряхните, закрыв отверстие пальцем. Поставьте пробирки в штатив и наблюдайте образование йодида свинца.

Отметьте влияние поверхности соприкосновения реагирующих веществ на скорость химической реакции. Запишите уравнение реакции обмена между йодидом калия и нитратом свинца.

Опыт 5. Гомогенный катализ.

1. Каталитическое уравнение реакции разложения пероксида водорода.

Налейте в пробирку 10 мл 3 %-ного раствора пероксида водорода. Опустите в пробирку тлеющую лучину, не касаясь раствора. Объясните, почему лучина не вспыхивает?

В коническую колбу налейте 10 мл 0,01 М раствора молибдата натрия Na₂MoO₄ и затем, постепенно, из пробирки прилейте 10 мл пероксида водорода.

Наблюдайте изменение окраски раствора и момент начала выделения пузырьков кислорода. Для завершения реакции смесь слегка нагрейте. Убедитесь в наличии кислорода в колбе при помощи тлеющей лучины.

Объясните наблюдение, приняв во внимание следующие реакции между молибдатом натрия и пероксидом водорода:

4 H₂O₂ + Na₂MoO₄ → Na₂MoO₈ + 4 H₂O,

Na₂MoO₈ → Na₂MoO₄ + 2 O₂

В конечном счёте:

2 H₂O₂ → 2 H₂O + 2 O₂.

Какую роль играет молибдат натрия?

2. Каталитическое ускорение окисления марганца.

Окисление соединений марганца (II) до марганца (VII) в растворе легко наблюдать, так как ион Mn²⁺ практически бесцветный, а ион MnO₄^- окрашен в фиолетово-красный цвет.

Внесите в две пробирки по 3-4 капли сульфата MnSO₄ или нитрата Mn(NO₃)₂ марганца и подкислите таким же объёмом раствора азотной кислоты. В одну из пробирок добавьте одну каплю раствора нитрата серебра AgNO₃ и в обе пробирки по одному микрошпателю пероксодисульфата аммония (NH₄)₂S₂O₈ .

Поместите обе пробирки в водяную баню. В какой пробирке быстрее изменится окраска? Реакция протекала по уравнению.

2 MnSO₄ + 5 (NH₄)₂S₂O₈ + 8 H₂O = 2 HМnO₄ + 5 (NH₄)₂SO₄ + 7 H₂SO₄.

Азотная кислота в реакции не расходовалась, добавлялась для создания определённой кислотности среды в начале реакции. В качестве промежуточных быстро протекающих процессов происходило восстановление иона серебра марганцем (II) и обратное окисление серебра пероксодисульфатом аммония. Какой ион является катализатором в данном процессе?

Опыт 6. Гетерогенный катализ.

Каталитическое действие диоксида свинца на разложение пероксида водорода. Налейте в пробирку 5 - 8 капель 30%-ного раствора пероксида водорода. С помощью тлеющей лучины убедитесь в отсутствии кислорода. Внесите в раствор на кончике микрошпателя диоксид свинца PbO₂ и наблюдайте выделение газа. Напишите уравнение разложения пероксида водорода (диоксид свинца можно заменить диоксидом марганца MnO₂).

Вопросы и задачи.

1. Что называется скоростью химической реакции? От каких факторов она зависит?

2. Как и почему изменяется скорость химической реакции при изменении температуры?

3. Что называют энергией активации?

4. От каких факторов зависит скорость химической реакции в гетерогенной системе?

5. Как изменится скорость реакции: 2NO + O₂ → 2NO₂.

а) при увеличении концентрации NO в два раза;

б) при одновременном увеличении концентрации NO и O₂ (каждой в 3 раза)?

6. Реакция между веществами А и В выражается уравнением А + 2 В = С. Начальная концентрация вещества А равна 0,3 моль/л, а вещества В = 0,5 моль/л, К = 0,4. Чему равна скорость реакции в начальный момент и по истечении времени, когда концентрация вещества А уменьшится на 0,1 моль?

7. Скорость реакции А + 2 В = С (при [А] = 0,5 моль/л и [В] = 0,6 моль/л) найдена равной 0,016. Определить К.

8. Как зависит скорость реакции от температуры?

9. Что показывает температурный коэффициент скорости реакции?

10. Две реакции при 283 К протекают с одинаковой скоростью. Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2,5, второй – 3,0. Как будут относиться скорости реакций, если первую из них провести при 350 К, а вторую – при 330 К?

11. На сколько нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 90 раз, если температурный коэффициент равен 2,7?

12. При повышении температуры на 60 ⁰С скорость реакции увеличилась в 4000 раз. Вычислить температурный коэффициент.

13. Скорость химической реакции возросла в 124 раза, температурный коэффициент реакции равен 2,8. На сколько градусов была повышена температура?

14. При температуре 353 К реагирует 1 моль вещества в минуту. Сколько молей вещества прореагирует за тот же промежуток времени, если температура будет увеличена до 393 и до 453 К (температурный коэффициент скорости реакции равен 2)?

Работа №5