- •Нижний Новгород
- •Цель работы
- •Теоретический материал
- •Практическая часть
- •Обсуждение результатов Опыт 1 Пробирка №1
- •Пробирка №2
- •Опыт 2 Пробирка №1
- •Пробирка №2
- •Опыт 3 Пробирка №1
- •Вредные вещества, применяемые в работе
- •Литература
- •Цель работы
- •Теоретический материал.
- •Практическая часть Опыт 1.
- •Опыт 2(3б)
- •Вредные вещества,применяемые в работе.
- •Литература
- •Цель работы
- •Теоретический материал.
- •Способы выражения константы равновесия
- •Стандартная константа равновесия
- •Константа равновесия реакций в гетерогенных системах
- •Константа равновесия и изменение энергии Гиббса
- •Зависимость константы равновесия от температуры
- •Константа равновесия и константа скорости реакции
- •Методы расчета константы равновесия
- •Энтропийный расчёт изменения энергии Гиббса и константы равновесия реакции
- •Влияние температуры
- •Влияние давления
- •Влияние инертных газов
- •Влияние концентрации
- •Вредные вещества,применяемые в работе.
- •Литература
- •Массовая доля (также называют процентной концентрацией)
- •Объёмная доля
- •Молярность (молярная объёмная концентрация)
- •Нормальная концентрация (мольная концентрация эквивалента)
- •Мольная (молярная) доля
- •Моляльность (молярная весовая концентрация)
- •Титр раствора
- •Другие способы выражения концентрации растворов
- •Применимость способов выражения концентрации растворов, их свойства
- •Формулы перехода от одних выражений концентраций растворов к другим
- •Практическая часть Опыт 1
- •Опыт 2
- •Литература
- •«Электрохимические процессы»
- •Электролиз
- •Практическая часть
- •Вредные вещества, применяемые в работе
- •Литература
- •«Комплексные соединения»
- •Нижний Новгород
- •Цель работы
- •Теоретический материал
- •Массовая доля (также называют процентной концентрацией)
- •Объёмная доля
- •Молярность (молярная объёмная концентрация)
- •Нормальная концентрация (мольная концентрация эквивалента)
- •Мольная (молярная) доля
- •Моляльность (молярная весовая концентрация)
- •Эквивалентная масса
- •Обсуждение результатов Опыт 1
- •Опыт 2 Пробирка №1
- •Пробирка №2
- •Опыт 3 Пробирка №1
- •Вредные вещества, применяемые в работе
- •Литература
Цель работы
Изучить скорость химических реакций и установить,от каких факторов она зависит в различных процессах .
Теоретический материал.
Скорость химической реакции — изменение количества вещества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1.
Реакции могут быть гомогенными и гетерогенными.
Гомогенные реакции протекают в однородной среде без каких-либо границ раздела между реагирующими веществами,к ним относятся процессы в газовой фазе или жидком растворе.Гомогенные реакции происходят равномерно во всем объеме.Скорость гомогенной химической реакции измеряется изменением концентрации одного из веществ,участвующих в процессеза единицу времени.
Гетерогенные реакции протекают в неоднородной среде,разделенной на отдельные части границами раздела;к ним относятся процессы между веществами,находящимися в разных фазах.Гетерогенные реакции происходят на границу раздела фаз.
Скорость реакций зависит от природы реагирующих веществ и от условий,в которых она протекает:концентрации,температуры,давления и присутствия катализатора.
Химические реакции подразделяют на элементарные и сложные.При элементарной реакции в системе протекает только один процесс и уравнение реакции раскрывает её механизм.При сложной реакции ,уравнение является формальным,оно не отражает реальный механизм,а показывает лишь начальное и конечное состояние веществ.
Молекулярность элементарной реакции — число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия.
Мономолекулярные реакции — реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.):
H2S → H2 + S
Бимолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или различных):
СН3Вr + КОН → СН3ОН + КВr
Тримолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц:
О2 + NО + NО → 2NО2
Реакции с молекулярностью более трёх неизвестны.
Для элементарных реакций, проводимых при близких концентрациях исходных веществ, величины молекулярности и порядка реакции совпадают. Чётко определенной взаимосвязи между понятиями молекулярности и порядка реакции нет, так как порядок реакции характеризует кинетическое уравнение реакции, а молекулярность — механизм реакции.
Основным законом химической кинетики является закон действия масс Гульдберга и Вааге.Он устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях приравновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.
Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакциипропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции[1]. Это положение сформулировано в 1867 году норвежскими учёными К. Гульдбергом и П. Вааге. Для элементарной химической реакции:
закон действующих масс может быть записан в виде кинетического уравнения вида:
где — скорость химической реакции, — константа скорости реакции.
Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило:
При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза. |
Уравнение, которое описывает это правило следующее:
где — скорость реакции при температуре , — скорость реакции при температуре , — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).
Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.
Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:
Энергия активации в химии и биологии — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. Термин введён Сванте Августом Аррениусом в 1889. Типичное обозначение энергии реакции Ea.
В химической модели, известной как Теория активных соударений (ТАС), есть три условия, необходимых для того, чтобы произошла реакция:
Молекулы должны столкнуться. Это важное условие, однако его не достаточно, так как при столкновении не обязательно произойдёт реакция.
Молекулы должны обладать необходимой энергией (энергией активации). В процессе химической реакции взаимодействующие молекулы должны пройти через промежуточное состояние, которое может обладать большей энергией. То есть молекулы должны преодолеть энергетический барьер; если этого не произойдёт, реакция не начнётся.
Молекулы должны быть правильно ориентированы относительно друг друга.
Влияние этих факторов на скорость реакции может быть учтено при помощи так называемого серического фактора P:
A=PZ
A-предэкспоненциальный множитель,отвечающий общему числу соударений молекул Z, реагирующих веществ в единицу объема за единицу времени.
Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры .
Катализатор — химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции. Количество катализатора, в отличие от других реагентов, после реакции не изменяется. Важно понимать, что катализатор участвует в реакции. Обеспечивая более быстрый путь для реакции, катализатор реагирует с исходным веществом, получившееся промежуточное соединение подвергается превращениям и в конце расщепляется на продукт и катализатор. Затем катализатор снова реагирует с исходным веществом, и этот каталитический цикл многократно (до миллиона раз) повторяется.