Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Практикум
.pdf
21
.
10
tt
t
VV
21
,
tt
VV
.
1010
t
t
t
t
k
k
V
V
,
Ea
RT
k A e
k — константа скорости реакции или удельная скорость.
Согласно правилу Вант–Гоффа, скорость реакции при повышении темпе-
ратуры на каждые 10ºC увеличивается в 2-4 раза, т.е.
,
где
— скорости процесса при температурах t1 и t2;
∆t — изменение температуры, равное t2 – t1;
γ — температурный коэффициент скорости реакции.
Он показывает, во сколько раз изменится скорость реакции при измене-
нии температуры на 10ºC, т.е.:
2.2 Теория переходного состояния («активированный комплекс»)
Химическое взаимодействие происходит при столкновении тех молекул,
у которых запас энергии выше, чем некоторый запас энергии, называемый
энергией активации (Еа). Энергия активации — это энергия, необходимая для
перехода молекул в состояние «активированного» комплекса. Она связана с
константой скорости реакции уравнением Аррениуса:
где А — предэкспоненциальный множитель, учитывающий строение ве-
щества;
R — универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/моль.К
T — абсолютная температура, К;
Еа — энергия активации процесса, Дж/моль;
е — основание натурального логарифма.
2.3 Катализ
Катализаторы - это вещества, изменяющие скорость реакции за счет уча-
стия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции,
но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия
свой химический состав. Вещество К (катализатор) вступает во взаимодействие
с веществом А, образуя соединение АК с меньшей энергии активации:
101
A+К → A…К → AК
активированный
комплекс
Соединение же АК мягко взаимодействует с веществом В в силу малой
энергии активации, образуя вещества АВ и К:
В+АК → В…АК → AВ+К
активированный
комплекс
Суммируя оба уравнения, получим: А+В=АВ, т.е. в результате реакции
катализатор остается без изменения.
Катализатор в равной мере ускоряет и прямой, и обратный процесс.
Свойство катализатора ускорять только одну из некоторых возможных реакций
называется избирательностью или селективностью.
Ферменты (от лат. fermentum) или энзимы (дрожжи, закваска) — высоко-
молекулярные соединения белковой природы, являющиеся катализаторами
биохимических реакций в живых организмах и вне их. Одна единственная мо-
лекула фермента может катализировать при обычной температуре превращение
от тысячи до миллиона молекул вещества в минуту.
3. Литературные источники
1. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направлений и
спец. вузов. — М.: Высш. шк., 2008. — С. 167–201.
2. Тихонов Г.П. Общая химия. Часть II. Учебное пособие для самостоя-
тельной подготовки студентов. — М.: Альтаир–МГАВТ, 2008.— С. 265–306.
3. Тихонов Г.П., Минаева И.А., Пономарев А.Я. Химия на водном транс-
порте. Учебное пособие. — М.: Альтаир–МГАВТ, 2012. — С. 101–118.
4. Порядок проведения занятия
В начале занятия преподаватель кратко напоминает студентам о скорости
и механизме химических реакций и значении катализа в химической промыш-
ленности ферментативного катализа для жизнедеятельности живых организмов.
Затем по теме заслушиваются следующие самостоятельно подготовленные со-
общения студентов (рефераты):
1. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость хими-
ческой реакции.
2. Теория переходного состояния («активированный комплекс»).
102
2
В ходе обсуждения доложенных положений в форме взаимного диалога
между преподавателем и студентами в интерактивной форме рассматриваются
и обсуждаются следующие основные вопросы:
1. Катализ;
2. Ферментативный катализ.
5. Задания на самостоятельную работу
5.1. Изучить по предложенным литературным источникам тему «Факто-
ры, влияющие на скорость химических реакций».
5.2. Решить 2–е задачи, предложенные преподавателем, из раздела 6 «За-
дачи для самостоятельного решения»
6. Задачи для самостоятельного решения
1. При увеличении концентрации водорода в 3 раза скорость реакции:
CO
+ 2Н
(г)
= СН3ОН
(г)
(г)
возрастает в: а) 12 раз; б) 14 раз; в) 9 раз; г) 20 раз.
2. Во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении темпера-
туры на 40ºС (температурный коэффициент равен 3)?
а) 9 раз; б) 27 раз; в) 81 раз; г) 3 раз; д) 243 раза.
3. Как измениться скорость реакции СО
+ С (графит) = 2 СО
2 (г.)
уменьшении давления в 3 раза?
а) уменьшится 3 раз; б) уменьшится в 9 раз; в) уменьшится в 27 раз;
г) уменьшится в 7 раз.
4. Для увеличения скорости реакции в 64 раза (γ = 2) температуру газовой
смеси следует повысить на
а) 20ºС; б) 30ºС; в) 40ºС; г) 50ºС; д) 60ºС.
при
(г.)
5. Как изменится скорость реакции N
2 (г.)
+ О
2 (г.)
= 2NO
, если концентра-
(г.)
цию азота уменьшить в 4 раза, а концентрацию кислорода в 2 раза?
а) уменьшится 4 раз; б) увеличится в 6 раз; в) уменьшится в 8 раз;
г) увеличится в 18 раз.
103
4
6. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А+В→А
В, если концен-
2
трацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить
в 2 раза?
а) уменьшится 2 раз; б) увеличится в 2 раз; в) увеличится в 4 раз;
г) не изменится.
7. Через некоторое время после начала реакции 3А+В→2С+D концентра-
ции веществ составляли [A]=0,03 моль/л; [B]=0,01 моль/л; [C]=0,008 моль/л.
Каковы исходные концентрации веществ А и В?
8. Реакция между веществами А и В выражается уравнением: А + 2В →С.
Начальные концентрации составляют: [A]0=0,03 моль/л; [B]
=0,05 моль/л. Кон-
0
станта скорости реакции равна 0,4. Найти начальную скорость реакции и ско-
рость реакции по истечении некоторого времени, когда концентрация вещества
А уменьшится на 0,01 моль/л.
9. Как изменится скорость реакции 2NO
(г.)
+ О
→ 2NO
2
2 (г.)
, если:
а) увеличить давление в системе в 3 раза; б) уменьшить объем системы в
3 раза; в) повысить концентрацию NO в 3 раза?
10. После смешивания газов А и В в системе А
(г.)+В (г.)
↔ С
(г.)+Д (г.)
устанавливается равновесие при следующих концентрациях: [B]р = 0,5 моль/л,
[C]р = 0,2 моль/л. Константа равновесия реакции равна 4∙10
–2
. Найти исходные
концентрации веществ А и В.
11. Константа равновесия реакции FeO
торой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации СО и СО
начальные концентрации этих веществ составляли: [СО]
[СО
=0,01 моль/л.
2]0
(к)
+CO
↔ Fe(
(Г)
+ СО
к)
при неко-
Г)
2 (
, если
2
=0,5 моль/л,:
0
12. При 20ºС константа скорости некоторой реакции равна 104минˉ¹, а
при 50ºС – 8∙10
мин–1. Чему равен температурный коэффициент скорости ре-
акции?
104
,
10
t
t
tt
V
V
.822
3
10
30
30
tt
V
V
0,15
0,045
1 3,0
k
7. Примеры решения задач
1. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при увеличе-
нии температуры на 30ºC, если температурный коэффициент скорости реакции
равен 2?
Решение:
На основе правила Вант–Гоффа, при повышении температуры на каждые
10°С скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза:
где Vt — скорость химической реакции при температуре t;
V
— скорость химической реакции при температуре t+∆t;
t+Δt
∆t — изменение температуры химической реакции;
γ — температурный коэффициент, показывающий во сколько раз изме-
нится скорость химической реакции при изменении температуры на 10 граду-
сов.
Подставляя численные значения в формулу, получим:
Следовательно, скорость химической реакции возрастет в 8 раз.
2. Для реакции x+y=z при Cx=1 моль/л и Су=3,0 моль/л скорость реакции
равна 0,15 моль/л·ч. Вычислите константу скорости.
Решение:
Согласно закона действующих масс, скорость химической реакции прямо
пропорциональна произведению мгновенных концентраций реагирующих ве-
ществ в степени их стехиометрических коэффициентов. Применив закон дей-
ствующих масс к данной реакции, получим: V = k∙Cx∙Cy, где V — скорость химической реакции; к — константа скорости или удельная скорость; Сх и Су —
концентрации веществ х и у.
Следовательно, V= k∙Cx∙Cy = 0,15 = k∙1∙3,0. Отсюда
3. Константа равновесия реакции А
Сколько процентов веществ А подвергнется превращению, если смешать 3 моля вещества А и 5 молей вещества В?
.
+ В
(г.)
105
(г.)
↔ С
(г.)
+ Д
равна единице.
(г.)
p
p
[ ] [ ]
1
[A] [ ]
p
p
C Д
KpB
p
p
[ ] [ ]
1
[A] [ ] (3 )(5 )
p
p
C Д
xx
Kp
B x x
1,875 100%
62,5.
3
y
Решение:
Константа равновесия Кр данной реакции выражается:
(по условию)
Равновесные концентрации веществ будут равны:
[A]р = [A]0 – [A]
[В]
= [В]0 – [В]
р
прореаг.
прореаг.
Поскольку в начале реакции присутствуют только вещества А и В и от-
сутствовали вещества С и Д (вещества С и Д образовались только в результате
реакции между веществами А и В) и поскольку с 1 молем вещества А реагирует
1 моль вещества В и образуются соответственно 1 моль вещества С и Д, то по-
этому: сколько молей вещества А и В вступило в реакцию (прореагировало),
столько же молей веществ С и Д образовалось в результате реакции:
[A]
прореаг.
= [В]
прореаг.
= [С]р = [Д]
.
р
Приняв [A] прореаг.= х молей, получим:
[A]р = ([A]0 – х) молей;
[В]
= ([В]0 – х) молей;
р
[С]
[Д]
= [A]
р
= [A]
р
прореаг.
= х молей;
прореаг.
= х молей.
Константа равновесия выразится:
Далее: х
2
= 15 – 8х + х2;
8х = 15;
х = 1,875 молей.
Следовательно, подверглось превращению 1,875 молей вещества А.
Примем начальное количество вещества [A]
ства A, подвергшегося превращению [A]
[A]0 – 100%;
[A]
прореаг.
Подставим численные значения в полученную пропорцию, получим:
3 моля – 100%;
1,875 молей – у;
Следовательно, подверглось превращению 62,5% вещества А.
прореаг.
– у.
, за 100%, количество веще-
0
за у, получим:
106
2
[]
.
[ ][ ]
C
K
AB
2
0,216
2,5.
0,06 (0,12)
K
2
2
2
( ) 66
( ) 1,5 ;
( ) (12 2 16) /
m CO г
N CO моль
M CO г моль
2
2
2
( S) 68
( ) 2 ;
( ) (1 2 32) /
m Нг
N H S моль
M H S г моль
3
3
3
( ) 51
( ) 3 .
( ) (14 3 1) /
m NH г
N NH моль
M NH г моль
tV
N
V
4. В системе А
(г.)
+ 2В
(г.)
= С
равновесные концентрации равны
(г.)
[A] = 0,06 моль/л, [B] = 0,12 моль/л, [C] = 0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.
Решение:
Константа равновесия данной реакции выражается уравнением:
Подставляя в него данные задачи, получаем:
Для нахождения исходных концентраций вещества А и В учтем, что, со-
гласно уравнению реакции, из 1 моля А и 2 молей В образуется 1 моль С. По-
скольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля
вещества С, то при этом израсходовано 0,216 моля А и 0,216∙2 моля В. Таким
образом, исходные концентрации равны:
[A0] = 0,06+0,216 = 0,276 моль/л;
[В
] = 0,12+0,432 = 0,552 моль/л.
0
5. За 1 с в единице реакционного пространства образуется (по трем реак-
циям) 66 г. СО2, 68 г. Н
S и 51 г. NH
2
. Скорость образования какого вещества
3
больше?
Решение
Найдем количество вещества (N) в молях каждого из продуктов реакции:
В соответствии с формулой:
NH3 больше, чем скорости образования Н2S и СО2.
, получаем, что скорость образования
107
...
...
de
pp
p
ab
pp
DE
K
AB
ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ № 12
Факторы, влияющие на химическое равновесие
1. Перечень вопросов, рассматриваемых на практическом занятии
1. Химическое равновесие. Закон действия масс.
2. Принцип Ле Шателье.
3. Процесс образования (выпадения) осадков.
2. Теоретическая часть
2.1 Химическое равновесие
С точки зрения термодинамики состояние равновесия характеризуется
тем, что система достигает минимального значения энергии Гиббса ∆H = T∆S,
т.е. ∆G = 0 при заданных температуре, давлении и общем составе. C точки зрения кинетики, химическое равновесие устанавливается тогда, когда скорости
образования продуктов реакции из исходных веществ и исходных веществ из
продуктов выравниваются между собой.
Химическое равновесие является неизменным во времени только при от-
сутствии внешнего воздействия. При наличии внешних воздействий (изменение
температуры, давления, концентрации реагентов) система реагирует на них, пе-
реходя в другое равновесное состояние.
Для реакции, записываемой в общем виде aA + bB + … = dD + eE вели-
чина Кр, называемая константой равновесия, принимает определенное значе-
ние:
.
Это выражение называется законом действия масс, где [A]
a
, [B]b и т.д.—
равновесные молярной концентрации реагирующих веществ и продуктов в сте-
пенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам в уравне-
нии реакции.
Если в химической реакции участвуют твердые вещества, например:
СО
+ С ↔ 2СО или СаСО3 ↔ СаО + СО2, в выражении константы равно-
2
весия их концентрации отсутствуют. Это связано с тем, что в процессе реакции
меняются только количества твердых веществ, но не меняются их «концентра-
ция».
108
3
3
[ ][ ]
.
[]
CH COOH OH
K
CH COO
Если химическая реакция протекает в разбавленном растворе и изменени-
ем концентрации растворителя в процессе реакции можно пренебречь, его кон-
центрация также не входит в выражение для константы равновесия, например:
СН3СООН
–
+ Н2О ↔ СН3СООН + ОН–
2.2 Принцип Ле Шателье
Изменение равновесных концентраций в результате внешнего воздей-
ствия называется смещением химического равновесия.
Основным законом, указывающим направление смещения равновесия при
внешних воздействиях, является принцип Ле Шателье: если в систему, находя-
щуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, смещающее это равно-
весие, то смещение происходит в сторону, ослабляющую воздействие, до тех
пор пока нарастающее в системе противодействие не станет равным оказывае-
мому действию.
Внешним воздействием, смещающим равновесие, может быть изменение
температуры, давления или концентрации одного или нескольких веществ,
участвующих в реакции.
Поскольку при равновесии соблюдается условие ∆Н = Т∆S, изменение
температуры приводит к изменению и ∆Н. При повышении температуры в си-
стеме усиливается действие энтропийного фактора (Т∆S>0). При понижении
температуры роль энтропийного фактора, наоборот, ослабляется, т.е. становит-
ся более заметным экзотермический процесс.
Согласно принципу Ле Шателье, введение в равновесную систему допол-
нительных количеств какого–либо реагента вызывает сдвиг равновесия в том
направлении, при котором концентрация этого вещества уменьшается и соот-
ветственно увеличивается концентрация продуктов его взаимодействия.
процесс образования (выпадения) осадка, например:
2.4 Процесс образования (выпадения) осадков
Очень важным случаем установления химического равновесия является
Ag+ + Cl– ↔ AgCl
(тв)
.
или, обратный ему, процесс растворения осадка:
AgCl
↔ Ag+ Cl‾.
(тв)
Константы равновесия этих процессов имеют следующий вид:
109
1
[Ag ][ ]
K
Cl
— для первой реакции
K=[Ag+][Cl‾] — для второй реакции.
На практике всегда используют вторую константу, которую называют
произведением растворимости и обозначают ПР. Очевидно, что для малорас-
творимой соли состава A
: ПР = [An+]m·[Bm–]n.
mBn
Зная величину ПР, можно вычислить концентрацию ионов соли в насы-
щенном растворе, т.е. ее растворимость. Кроме того, если в растворе содержат-
ся известные концентрации ионов [An+] и [Bm–], можно установить, выпадет ли
из этого раствора осадок соли или нет.
Условие выпадения осадка имеет следующий вид:
[An+]m·[Bm–]n > ПР.
Если в растворе над осадком понизить концентрацию одного из ионов, то
произведение концентрации [An+]m·[Bm–]n станет меньше ПР, и осадок растворится.
Например, равновесие AgCl ↔ Ag+ + Cl‾ при добавлении NH3 сместится
вправо, за счет образования устойчивого комплекса Ag(NH3)2:
Ag+2NH3 ↔ Ag(NH3)
.
2
Осадок гидроксида цинка Zn(OH)2 растворится при добавлении к нему
избытка щелочи за счет образования комплексного соединения:
Zn(OH)2 ↔ Zn2++2OH‾,
Zn2++ 4OH‾ ↔ [Zn(OH)4]2–.
3. Литературные источники
1. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направлений и
спец. вузов. — М.: Высш. шк., 2008.— С. 143–157.
2. Тихонов Г.П. Общая химия. Часть II. Учебное пособие для самостоя-
тельной подготовки студентов. — М.: Альтаир–МГАВТ, 2008. — С. 215–223.
3. Тихонов Г.П., Минаева И.А., Пономарев А.Я. Химия на водном транс-
порте. Учебное пособие. — М.: Альтаир–МГАВТ, 2012. — С. 119–122.
4. Порядок проведения занятия
В начале занятия преподаватель кратко напоминает студентам о равнове-
сии в химических системах и о методах изменения состояния равновесия на
примерах из охраны окружающей среды. Затем по теме заслушиваются следу-
ющие самостоятельно подготовленные сообщения студентов (рефераты):
110
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]