Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая, неорганическая и аналитическая химия. Учебное пособие
.pdf
51
4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O
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
2(г)
= 2Н2О
(пар)
V = k∙[Н2]2∙[О2],
порядок реакции по водороду равен 2, а по кислороду – 1.
Общий порядок реакции n = 2+1 = 3.
Катализ – явление ускорения скорости реакции под
воздействием специфических веществ, количество которых в
ходе реакции не изменяется. Эти вещества называются ката-
лизаторами. 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)
52
Освободившийся катализатор образует промежуточные
соединения с новыми количествами одного из реагирующих
веществ и т.д.
координата реакции
Рис. 7. Энергетическая диаграмма хода реакции в от-
сутствии (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:
NO
С
=а,
2
O
C
=b,
2
NO
C
=с.
Согласно закону действия масс скорости (v) прямой и
обратной реакции до изменения объема
v
пр.=kпр.
а2b; v
обр.
= k
обр.
c2;
Е
прод
Е
нач
энергия
53
После уменьшения объема гомогенной системы в три
раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза:
NO
С
= 3а,
2
O
C
=3b,
2
NO
С
=3с. При новых кон-
центрациях скорости (v’) прямой и обратной реакции:
.пр
v
= k
пр.
(За)2 (3b) = 27k
пр.
а2b;
.обр
v
= k
обр.
(3с)2 = 9k
обр.
c2.
Отсюда
..пр
пр
v
v
=
bak
bak
пр
пр
2
.
2
.
27
= 27;
..обр
обр
v
v
=
2
.
2
.
9
сk
сk
обр
обр
= 9.
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:
2
t
v
=
10
12
1
tt
t
v−
;
2
t
v
=
10
5070
3
1
−
tv
=
2
31tv
= 9
1
t
v
.
Следовательно, скорость реакции (
2
t
v
), протекающей
при температуре 70°С, увеличилась по сравнению со скоростью реакции (
1
t
v
), протекающей при температуре 50°С, в 9
раз.
54
Контрольные задания
61. Как следует изменить объем реакционной смеси си-
стемы:8NH
3(г)
+ 3Br
2(ж)
→6NH4Br
(к)
+ N
2(г)
,
чтобы скорость реакции увеличилась в 25 раз?
Ответ: 1,5 раз
62.Начальные концентрация исходных веществ в систе-
ме N
2(г)
+3H
2(г)
↔ 2NH
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
2(г)
→2SO
2(г)
+ 2H2О
(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 гомо-
генной 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
(г)
+ Cl
2(г)
→2 NОCl
(г)
;
чтобы скорость реакции возросла в 125 раз?
Ответ: 5 раз.
55
67. Как изменится скорость реакции, протекающей в си-
стеме: MnO
2(к)
+ 4HCl
(г)
→ MnCl
2(к)
+ Cl
2(г)
при изменении давления в ней в 3 раза?
Ответ: 81 раз.
68. Начальная концентрация исходных веществ в систе-
ме 4HI
(г)
+O
2(г)
→2I
2(г)
+ 2H2О
(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 уксусноэти-
лового эфира:
СН3СООС2Н
5(р-р)
+ КОН
(р-р)
→СН3СООК
(р-р)
+С2Н5ОН
(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: 5,0·10-5и 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 ре-
акции от концентрации реагирующих веществ
В основе опыта лежит химическая реакция между серной кислотой и тиосульфатом натрия, в результате которой
образуется нерастворимая в воде сера:
(1)
56
За ходом реакции можно наблюдать по интенсивности
выпадения серы в виде мути. Уравнение для расчета скорости химической реакции можно представить в следующем
виде:
V=
(2)
где V- скорость химической реакции
и- концентрации серы в различные моменты
времени
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:
[H2(5)
57
Поскольку концентрация серной кислоты в сотни раз
больше, чем требуется, то изменением концентрации серной
кислоты можно пренебречь, т.е. =const. Следовательно, 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
. Сравнивая с
теоретическим значением (
теор
) можно оценить точ-
ность 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.
58
№ стаканчика
Объем
Концентрация тио-
сульфата
натрия,
моль/л
Время появления му-
ти, Τ, с
Относит.скорость ре-
акции,
V усл.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.
6. По полученным данным построить график зависимо-
сти скорости реакции от концентрации раствора тио-
59
сульфата 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).
Рис. 8
60
Например,
V1
N2 + 3H2 ----> 2NH3− ∆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 = V2иk1 [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.
k1∙[A]a∙[B]b = k2∙[C]c∙[D]d ,
где [A] , [B] , [C] , [D] – равновесные концентрации ве-
ществ А, В, С, D.
Откуда можно записать выражение константы равнове-
сия:
[C]c∙[D]d
Kp= ―――――
[A]a∙[B]b
Константа равновесия зависит от природы реагирующих
веществ и температуры, но не зависит от концентрации и катализатора.
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]