Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая, неорганическая и аналитическая химия. Учебное пособие для студентов очной и заочной формы обучения направления подготовки 35.03.07 - «Технологи
.pdf
нельзя назвать пятимолекулярной реакцией. Это уравнение рассматривается лишь как запись суммарных процессов,
каждый из которых в действительности может включать довольно длинную цепочку последовательно протекающих
моно-, би- или тримолекулярных реакций.
В химической кинетике пользуются также понятием
порядок реакции – это число, равное сумме показателей
степеней концентраций реагирующих веществ в кинетическом
уравнении реакции: V = k∙[A]a∙[B]b , где
а – порядок реакции по веществу А;
b – порядок реакции по веществу В;
n = a + b − есть общий порядок реакции.
Например, для реакции
2Н
2(г)
+ О
= 2Н2О
2(г)
(пар)
V = k∙[Н2]2∙[О2],
порядок реакции по водороду равен 2, а по кислороду – 1. Об-
щий порядок реакции n = 2+1 = 3.
Катализ – явление ускорения скорости реакции под воз-
действием специфических веществ, количество которых в ходе
реакции не изменяется. Эти вещества называются катализато-
рами. Действие катализатора сводится к снижению энергии
активации за счёт образования промежуточных нестойких соединений, которые в дальнейшем распадаются на продукты реакции с выделением катализатора в химически неизменном
виде (рис.7). Согласно этой теории катализатор (К) сначала образует с одним из веществ промежуточное соединение (АК).
Затем последнее реагирует с другим исходным веществом с
восстановлением катализатора. Схематически это можно представить так:
А + В = АВ (протекает медленно)
Катализатор разбивает процесс на две стадии:
1) А + К = АК (протекает быстро)
2) АК + В = АВ + К (протекает быстро)
51
Освободившийся катализатор образует промежуточные
NO
С
2
O
C
2
NO
C
Е
прод
Е
нач
энергия
соединения с новыми количествами одного из реагирующих
веществ и т.д.
координата реакции
Рис. 7. Энергетическая диаграмма хода реакции в отсутствии (1) и в присутствии катализатора(2).
Различают гомогенный (однородный) и гетерогенный
(неоднородный) катализ. При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему –
газовую или жидкую. В этом случае между катализатором и
реагирующими веществами отсутствует поверхность раздела
фаз.
Примеры решения задач
Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и
обратной реакции в системе
2NО (г) +О2 (г) ↔ 2NО2 (г), если объем газовой смеси
уменьшить в три раза?
Решение. Обозначим концентрации реагирующих ве-
ществ:
=а,
=b,
=с.
Согласно закону действия масс скорости (v) прямой и об-
ратной реакции до изменения объема
v
пр.=kпр.
2
а
b; v
обр.
= k
обр.
c2;
52
После уменьшения объема гомогенной системы в три
NO
С
2
O
C
2
NO
С
.пр
v
.об р
v
..пр
пр
v
v
bak
bak
пр
пр
2
.
2
.
27
..об р
об р
v
v
2
.
2
.
9
сk
сk
об р
об р
2
t
v
10
12
1
tt
t
v
2
t
v
10
5070
3
1
tv
2
31tv
1
t
v
2
t
v
1
t
v
раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза:
= 3а,
=3b,
=3с. При новых кон-
центрациях скорости (v’) прямой и обратной реакции:
= k
(За)2 (3b) = 27k
пр.
пр.
2
а
b;
= k
(3с)2 = 9k
обр.
обр.
c2.
Отсюда
=
=
= 9.
= 27;
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в
27 раз.
Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится ско-
рость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении
температуры от 50 до 70°С, если температурный коэффициент
реакции равен 3.
Решение. Зависимость скорости химической реакции от
температуры определяется эмпирическим правилом ВантГоффа по формуле:
=
=
;
=
= 9
.
Следовательно, скорость реакции (
), протекающей
при температуре 70°С, увеличилась по сравнению со скоростью реакции (
), протекающей при температуре 50°С, в 9
раз.
53
Контрольные задания
61.От чего зависит скорость реакции? Как следует изме-
нить объем реакционной смеси системы:8NH
3Br
→6NH4Br
2(ж)
(к)
+ N
2(г)
,
3(г)
+
чтобы скорость реакции увеличилась в 25 раз?
Ответ: 1,5 раз
62.Начальные концентрация исходных веществ в системе
N
2(г)
+3H
↔ 2NH
2(г)
3(г)
составили: азота – 2 моль/л, водорода – 4 моль/л. Как изменится скорость данной реакции при снижении концентрации
водорода в результате реакции до 2,8 моль/л?
Ответ: 3,6 раза.
63. Как изменится скорость реакции
2H2S
(г)
+3O
→2SO
2(г)
+ 2H2О
2(г)
(г)
Если: а)уменьшить объем реакционной смеси в 2 раза?
б)увеличить концентрацию сероводорода в 3 раза?
Ответ: 32 раза; 9 раз.
64. При повышении температуры с 55 до 85оС скорость
гомогенной реакции возросла в 80 раз. Рассчитайте температурный коэффициент реакции. Ответ: 4,3.
65. При повышении температуры с 40 до 75оС скорость
гомогенной реакции возросла в 120 раз. Как изменится скорость данной реакции при повышении температуры с 75 до
100оС? Ответ: 30,6 раз
66. Как следует изменить давление в системе
2 NО
+ Cl
(г)
→2 NОCl
2(г)
(г)
;
чтобы скорость реакции возросла в 125 раз?
Ответ: 5 раз.
54
67. Как изменится скорость реакции, протекающей в си-
стеме: MnO
+ 4HCl
2(к)
→ MnCl
(г)
2(к)
+ Cl
2(г)
при изменении давления в ней в 3 раза?
Ответ: 81 раз.
68. Начальная концентрация исходных веществ в системе
4HI
(г)
+O
2(г)
→2I
+ 2H2О
2(г)
(г)
была равна 0,7 и 0,3 моль/л. Как изменится скорость реакции к
тому моменту, когда концентрация I2 станет равна 0,2 моль/л?
Ответ: 44,4 раза
69. Константа скорости реакции омыления уксусноэтило-
вого эфира:
СН3СООС2Н
5(р-р)
+ КОН
→СН3СООК
(р-р)
+С2Н5ОН
(р-р)
(р-р)
равна 0,1 л/моль∙мин. Начальная концентрация уксусноэтилового эфира была равна 0,01 моль/л, а щелочи – 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и в тот момент, когда
концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л.
Ответ: 5,0·10
-5
и 3,84·10
-5
моль/л·мин.
70. При увеличении температуры в системе на 45о ско-
рость гомогенной реакции возросла в 65 раз. Вычислите температурный коэффициент скорости реакции. Как изменится
скорость данной реакции при охлаждении реакционной смеси
с 80 до 50оС? Ответ: 2,5; в 15,625 раз.
Лабораторная работа №1
Кинетика химических реакций
Опыт № 1. Зависимость скорости химической
реакции от концентрации реагирующих веществ
В основе опыта лежит химическая реакция между серной
кислотой и тиосульфатом натрия, в результате которой образуется нерастворимая в воде сера:
55
(1)
За ходом реакции можно наблюдать по интенсивности
выпадения серы в виде мути. Уравнение для расчета скорости
химической реакции можно представить в следующем виде:
V=
где V- скорость химической реакции
и
мени
Τ и Τ- время
При начальных условиях Τ=0 концентрация серы тоже
равна нулю, т.е. = 0. В этом случае уравнение (2) запишется
в следующем виде:
V=
(3)
где Τ- время появления мути.
Будем считать, что визуально можно заметить серу в виде
мути при концентрации серы 100 условных единиц в 1л раствора (усл.ед./л.). Следовательно, уравнение (3) запишется в
виде:
Таким образом, фиксированием времени появления мути
можно определять начальную скорость данной реакции при
различных концентрациях тиосульфата натрия и серной кислоты. Проведя несколько опытов при различных значениях
концентрации тиосульфата натрия, следует найти зависимость
скорости химической реакции от концентрации и представить
эту зависимость графически.
Закон действующих масс для изучаемой реакции запишется в виде:
(2)
- концентрации серы в различные моменты вре-
[H
2
(5)
56
Поскольку концентрация серной кислоты в сотни раз
больше, чем требуется, то изменением концентрации серной
кислоты можно пренебречь, т.е.
=const. Следова-
тельно, уравнение (4) запишется в виде:
V=k
(6)
Прологарифмируем это выражение:
(7)
Найдем n
(8)
Графически n, т.е. порядок реакции по тиосульфату
натрия можно вычислить как тангенс угла наклона прямой к
оси абсцисс в координатах
теоретическим значением (
) можно оценить точность
теор
. Сравнивая с
проведенного эксперимента.
Экспериментальная часть:
1. Две бюретки наполнить до нулевого деления: первую -
водой, вторую -раствором тиосульфата натрия. Раствор
серной кислоты отмерить при помощи мерного цилиндра. Концентрация раствора тиосульфата натрия 10
моль/л. Концентрация серной кислоты 3,1 моль/л.
2. В три пронумерованных стаканчика налить из соответ-
ствующих бюреток раствор тиосульфата натрия и воду
в количествах согласно таблице.
57
№ стаканчика
Объем
Концентрация тио-
сульфата
натрия,
моль/л
Время появления
мути,
Τ, с
Относит.скорость ре-
акции,
Vусл.ед/л
с
моль/л
усл.ед
/л с
раствора
, мл
мл
вода
, мл
11 5
5 10
0,52
2
2
1
10
1
5
5
0,83
33 1
15 00
1,0
3. К раствору (5 мл
в 10 мл воды) в стаканчик 1
прилить 10 мл раствора серной кислоты и включить секундомер. При появлении первых следов мути секундомер выключить и записать показания в таблицу.
4. Аналогично провести реакцию в стаканчиках №2 и 3,
т.е. прибавляя поочередно в каждый из них по 10 мл
раствора серной кислоты и записывая показания секундомера.
5. Рассчитать относительную начальную скорость реак-
ции по формуле (4) при различных концентрациях тиосульфата натрия.
58
6. По полученным данным построить график зависимости
скорости реакции от концентрации раствора тиосульфата натрия. Оценить ошибку измерений путем сравнения с графиком (рис.1).
7. Найти логарифм скорости реакции для каждого
эксперимента и внести данные в таблицу.
8. Построить график зависимости
и
вычислить тангенс угла наклона полученной прямой,
который равен порядку реакции по тиосульфату натрия.
Сравнить полученную величину с теоретической
(
теор
).
9. Сформулировать выводы по работе о влиянии концен-
трации реагирующих веществ на скорость химической
реакции и соответствии экспериментального порядка
реакции с теоретическим.
V.VI ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Реакции, протекающие одновременно в прямом и обратном направлениях, называются обратимыми. Состояние системы, когда в ней протекают два противоположно направленных химических процесса с одинаковой скоростью, называется
состоянием химического равновесия (рис.8).
59
Рис. 8
Например,
V1
N2 + 3H2 ----> 2NH
3
− ∆H (Q> 0)
V1 = k1 [N2]∙[H2]3
V2
2NH3 ---->N2 + 3H2 + ∆H (Q< 0)
V2 = k2 [NH3]2
---------------------------------------------- N
2(г)
+ 3H
2(г)
2NH
3(г)
в момент равновесия:
V1 = V
2
и k1 [N2]∙ [H2]3 = k2 [NH3]2
[NH3]2
Kp = ――――-
[N2]∙ [H2]3
Кр ─ константа равновесия.
Если обратимую реакцию записать в общем виде
k1
aA + bB cC + dD ,
k2
то в состоянии равновесия: V1 = V2, т.е.
60
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]