Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Практикум для СПО
.pdf
81
3.2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
Химическая кинетика изучает скорость, механизм, факторы, влияющие
на скорость, а также устанавливает принципиальную возможность самопроизвольного протекания химических реакций. Основные понятия этой темы приведены в разд. 1 «Неорганическая и аналитическая химия».
Порядок реакции — это сумма показателей степеней при концентрациях
в кинетическом уравнении реакции. Для сложных реакций он может принимать
как целые, так и дробные значения (0 ≤ n ≤ 3), находится опытным путем; для
простых — целочисленные значения, совпадающие с молекулярностью.
Молекулярность — число молекул, участвующих в одном элементарном
акте реакции, например мономолекулярная — в элементарном акте участвует
одна молекула.
Период полупревращения (полураспада) — это время, в течение кото-
рого в реакцию вступит половина исходного вещества.
Кинетическое уравнение — это уравнение, отражающее изменения концентрации какого-либо вещества во времени в ходе химической реакции.
Реакции нулевого порядка: скорость реакции постоянна во времени и не
зависит от концентрации реагентов:
V = k0.
Такими реакциями являются гетерогенные, протекающие на поверхности
раздела фаз, например горение угля в кислороде:
С
(т)
+ О
2(г)
= СО
2(г)
.
Период полураспада прямо пропорционален начальной концентрации реагента, т. е. при увеличении концентрации реагента период полураспада возрастает:
τ = С0 / 2k.
Реакции первого порядка: скорость реакции определяется концентрацией
одного реагента:
V = kС0.
82
Таковыми являются реакции изомеризации, термического разложения.
Гидролиз сахарозы на моносахариды зависит только от концентрации сахарозы,
так как вода находится в избытке, поэтому бимолекулярная реакция относится
к реакциям первого порядка:
С12Н22О11 + Н2О = С6Н12О6 + С6Н12О6.
Период полураспада не зависит от концентрации реагента:
τ = ln2 / k.
Порядок реакции определяют опытным путем по изменению концентрации со временем. Для этого используют различные методы: титрование, измерение оптической плотности, угла вращения плоскости поляризации, вязкости,
электрической проводимости и т. п.
Задания для самоконтроля
1. Дайте определение: скорость химической реакции, период полупревра-
щения.
2. Приведите зависимость скорости реакции от концентрации реагентов,
от температуры.
3. Дайте определение: молекулярность, порядок реакции.
4. Приведите для реакции нулевого порядка: кинетическое уравнение, пе-
риод полураспада, примеры.
5. Приведите для реакции первого порядка: кинетическое уравнение, пе-
риод полураспада, примеры.
6. Рассчитайте среднюю скорость реакции, если за 5 мин концентрация
уменьшилась с 0,5 до 0,1 моль/дм3.
7. Рассчитайте время протекания реакции при 85 °С, если при 35 °С реак-
ция идет 2 ч (температурный коэффициент равен 2).
Экспериментальная часть
Влияние концентрации реагентов
на скорость химической реакции
Скорость химической реакции, протекающей при постоянной температуре
в гомогенной среде, определяется законом действующих масс.
83
Для определения влияния концентрации реагентов на скорость изучают реакцию между тиосульфатом натрия и серной кислотой.
При взаимодействии тиосульфата натрия с серной кислотой протекают
следующие химические реакции:
Na2S2O3 + H2SO4 → H2S2O3 + Na2SO4 (очень быстро);
H2S2O3 → H2SO3 + S (медленно);
H2SO3 → H2O + SO2 (быстро).
Суммарное уравнение процесса:
Na2S2O3 + H2SO4 → S + H2O + SO2 + Na2SO4.
Скорость суммарного процесса определяется самой медленной второй стадией. Данная реакция относится к псевдомолекулярным, и для нее возможно использование кинетического уравнения мономолекулярной реакции:
V = kС0.
При смешивании растворов серной кислоты и тиосульфата натрия происходит постепенное помутнение вследствие появления частиц серы. По времени,
прошедшему от момента приливания раствора тиосульфата натрия к серной кислоте до помутнения (опалесценция), можно судить о скорости реакции.
В ходе опыта измеряют не скорость реакции, а промежуток времени (t) между
началом реакции и ее видимым результатом. Однако этот промежуток времени
обратно пропорционален скорости реакции, поэтому величину 1/t называют
условной скоростью реакции:
V = 1 / t.
Проведение эксперимента. В пробирки вносят реактивы по схеме, пред-
ставленной в табл. 3.2, в следующей последовательности: тиосульфат натрия
(Na2S2O3) + вода (H2O) + серная кислота (H2SO4).
84
Таблица 3.2
Исходные данные
№
опыта
Объем реагентов,
мл
Концентрация
Na2S2O3, С,
моль/л
Время
реакции
t, с
Скорость V,
1/c
Na2S2O3,
1 моль/л
H2O
H2SO4,
2 моль/л
1
2,5
5,0
2,5
2 5,0
2,5
3 7,5
–
Определяют время от момента добавления раствора серной кислоты к раствору тиосульфата натрия до помутнения в пробирках (t, с). Рассчитывают концентрацию тиосульфата натрия в каждой пробирке. Находят скорость реакции
при различных концентрациях тиосульфата натрия. Данные заносят в табл. 3.3.
Таблица 3.3
Зависимость скорости реакции от концентрации
№
опыта
Концентрация
Na2S2O3, С, моль/л
Время реакции t, с
Скорость V, 1/c
1
2
3
Исходя из кинетического уравнения, находят значение константы скорости
реакции k (л/моль × с) и среднее значение константы скорости k
ср
(л/моль × с)
этой реакции при данной температуре. Данные заносят в табл. 3.4.
Графически (рис. 3.1) выражают зависимость скорости реакции от концентрации, для этого по оси абсцисс откладывают значения концентрации с
(моль/л), а по оси ординат — скорость V (1/c). Затем графическим способом нахо-
дят значение константы скорости реакции k (л/моль × с). Константа скорости реакции графическим способом находится как тангенс угла наклона прямой к оси
абсцисс.
85
Таблица 3.4
Константа скорости реакции
№
опыта
Константа скорости,
k, л/моль × с (расчет)
Средняя константа
скорости, kср, л/моль × с
Константа скорости,
k, л/моль × с
(графически)
1
2
3
V, 1/c
tgα = у / х
α
С, моль/л
Рис. 3.1. График зависимости скорости реакции от концентрации
Сравнивают значения константы скорости, полученные расчетным и графическим способами, делают выводы.
3.3. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ,
РН, БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ
Раствор — однофазная система, образованная не менее чем двумя компо-
нентами и способная к непрерывному изменению состава.
Классификация кислот и оснований:
1) теория Аррениуса:
– кислоты — вещества, при диссоциации которых образуются ионы Н+:
НА ↔ Н+ + А–.
86
– основания — вещества, при диссоциации которых образуются ОН–:
МеОН ↔ Ме+ + ОН–;
2) теория Льюиса:
– кислоты — вещества, принимающие пару электронов;
– основания — вещества, отдающие пару электронов;
3) теория Бренстеда — Лоури (протолитическая):
– кислоты — вещества или ионы, способные отдавать протон (–Н+);
– основания — вещества или ионы, способные принимать протоны (+Н+).
Ионное произведение воды: вода — очень слабый электролит и диссоци-
ирует незначительно. Это протолитическая реакция:
Н2О + Н2О Н3О+ + ОН–;
основание 1 кислота 2 кислота 1 основание 2
Н2О Н+ + ОН–;
Kw = [H+] × [OH–] = 10
−14
.
Буферные растворы — это растворы, величина рН которых мало изменя-
ется при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или щелочей,
а также при разбавлении.
Классификация:
1) кислотные — слабая кислота + соль этой кислоты:
– ацетатная CH3COOH + СН3СООNa;
– гидрокарбонатная H2CO3 + NaHCO3.
;
2) основные — слабое основание + его соль: аммиачная NH3H2O + NH4Cl.
;
3) солевые — кислая + средняя соли или две кислые соли:
– карбонатная NaHCO3 + Na2CO3;
– фосфатная КН2PO4 + К2НPO4;
87
4) аминокислотные и белковые — ионы и молекулы амфолитов (аминокис-
лоты и белки):
Н2N – СН(R) – COO– Н3N+ – СН(R) – COO– Н3N+ – СН(R) – COOН
анион ИЭТ катион
Буферная емкость — это число молей эквивалента сильной кислоты или
щелочи, которое необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы сместить
его рН на единицу:
;
,
где Вк (Вщ) — буферная емкость по кислоте (щелочи), моль/л × ед. рН;
Снк (Снщ) — молярная концентрация эквивалента кислоты (щелочи),
моль/л;
Vк (Vщ) — объем добавленной кислоты (щелочи), л;
Vб.р. — объем буферного раствора, л.
При разбавлении буферного раствора изменения рН не наблюдается, так
как при разбавлении одновременно изменяется концентрация обоих компонентов буферного раствора, а их соотношение остается постоянным.
Электролиты — вещества, растворы или расплавы которых распадаются
на ионы (электролитическая диссоциация) и проводят электрический ток. По
способности к диссоциации их делят на сильные (α ≈ 1) и слабые (α < 1).
Проводники 1-го рода (металлы) — электрический ток переносится электронами; 2-го рода (растворы, расплавы электролитов) — электрический ток переносится ионами.
Электропроводность — способность вещества проводить электричес-
кий ток.
Любой металл, погруженный в раствор электролита, называется электро-
дом. При этом могут наблюдаться два процесса: переход катионов металла в раствор — процесс окисления и осаждение ионов на поверхность металла — процесс восстановления:
Me Men+ + ne–.
88
При этом на границе раздела поверхности «металл — раствор» образуется
двойной электрический слой и возникает разность потенциалов Δφ.
Электродный потенциал — это потенциал, возникающий на границе «металл — раствор». Он зависит от природы металла, концентрации раствора и температуры. Величину электродного потенциала определяют по уравнению Нернста при t = 25 °С:
φ(Men+ / Me) = φ0(Men+ / Me) + 0,059 lqСМеn+,
n
где φ0 (Men+ / Me) — стандартный электродный потенциал металла (В);
n — число электронов;
СМе
n+
— концентрация (моль/л).
Классификация электродов:
– I рода — это полуэлементы, состоящие из металла, погруженного в раствор собственных ионов, потенциал определяется концентрацией ионов металла.
Схема электрода: Me | Men+.
Электродная реакция: Me – ne– Men+;
– II рода — это полуэлементы, состоящие из металла, покрытого слоем его
труднорастворимого соединения и погруженного в раствор, содержащий анионы
труднорастворимого соединения, потенциал определяется концентрацией анионов труднорастворимого соединения.
Схема электрода: Me | MeАn, Ме.
Электродная реакция: МеАn + ne– Ме + Аnn–.
К ним относят каломельный и хлорсеребряный;
– газовые: металлический проводник (должен быть инертным) одновременно контактирует с газом и раствором, содержащим ионы этого газа. Потенциалы этих электродов зависят от парциальных давлений газов.
К ним относят водородный, кислородный;
– окислительно-восстановительные — это инертный металл (Pt, Au, Ir),
опущенный в раствор, содержащий окислительно-восстановительную (редокс)
систему. Потенциал зависит от природы редокс-системы, от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм
Потенциометрическое определение рН — это физико-химический метод
анализа, позволяющий определять концентрацию ионов на основании измерения
ЭДС гальванической цепи, состоящей из электрода определения и электрода
сравнения, опущенных в исследуемый раствор. Электрод сравнения должен
89
иметь постоянное значение потенциала. Для этого используют хлорсеребряный
электрод. При потенциометрическом определении рН в качестве электрода определения можно использовать любой электрод, потенциал которого зависит от активности ионов водорода (водородный, хингидронный), но самое большое распространение получил стеклянный электрод. Приборы, используемые для измерения рН, называют рН-метрами.
Буферные свойства молока обусловлены белковым и минеральным составом. Они играют важную роль при производстве кисломолочных продуктов, творога и сыра. Благодаря буферным свойствам происходит медленное снижение
значения рН, поэтому микроорганизмы закваски остаются жизнеспособными и
сбраживают лактозу.
Определение активной кислотности рН молока и молочных продуктов позволяет контролировать технологический процесс и качество продуктов. Потенциометрическое титрование используют при определении массовой доли белков
методом формольного титрования.
Задания для самоконтроля
1. Раскройте понятия: кислота и основание.
2. Дайте определение: ионное произведение воды, рН, рОН.
3. Раскройте понятие: буферные растворы. Приведите классификацию,
примеры.
4. Приведите формулы для расчета рН буферных растворов, буферной
емкости.
5. Раскройте понятия: электролиты, степень диссоциации, электропро-
водность.
6. Дайте характеристику электродов I рода: определение, схема, примеры.
7. Дайте характеристику электродов II рода: определение, схема, примеры.
8. Дайте характеристику газовых электродов: определение, схема, при-
меры.
9. Дайте характеристику окислительно-восстановительных электродов: оп-
ределение, схема, примеры.
10. Раскройте сущность потенциометрического определения рН.
11. Рассчитайте величину электродного потенциала медного электрода,
опущенного в 0,01 М раствор сульфата меди (II), если стандартный электродный
потенциал медного электрода при t = 25 °С равен +0,34 В.
90
Экспериментальная часть
Определение рН растворов
потенциометрическим методом
Определение рН растворов основано на измерении величины ЭДС электродной системы, состоящей из измерительного (стеклянного с водородной
функцией) и вспомогательного (хлорсеребряного) электродов с помощью преобразователя иономера, шкала которого проградуирована в единицах рН.
Проведение эксперимента. Сначала осуществляют по инструкции подго-
товку прибора рН-метра к работе (прогрев, проверка по стандартным буферным
растворам). Готовят исследуемые растворы соляной кислоты и щелочи разной
концентрации, ацетатного буферного раствора с разным количественным соотношением реагентов в соответствии с табл. 3.5.
Таблица 3.5
Компонентный состав буферного раствора
Раствор, V, мл
1 2 3 4 5 6 7
8
CH3COOH,
0,1 моль/л
12
16
10
14
18
20
17
13
CH3COONa
0,1 моль/л
18
14
20
16
12
10
13
17
Рассчитывают теоретические значения рН исследуемых растворов, проводят измерение рН исследуемых растворов на приборе до и после разбавления водой в два раза.
Среди исследованных определяют растворы, обладающие буферными
свойствами, и их тип (по составу, по значению рН). В буферных растворах определяют буферную емкость. Для этого к ним добавляют по 2 мл кислоты и щелочи, измеряют рН.
Аналогично проводят измерение рН и изучение буферных свойств растворов различных биологических объектов (молоко, кисломолочный продукт, сок
и т. д.).
Полученные результаты измерений и расчетов заносят в табл. 3.6.
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]