Астраханский государственный технический университет

Кафедра "Общая, неорганическая и аналитическая химия"

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

к лабораторной работе "Химическая кинетика и равновесие"

для студентов первого курса химических специальностей

(250400 – ХТ-I)

Астрахань - 2002

Автор: Филиппова Е.И., доцент кафедры "Общая, неорганическая и аналитическая химия"

Методические указания рассмотрены и одобрены кафедрой "Общая, неорганическая и аналитическая химия" 28 мая 1997 г., протокол № 9.

Рецензент: доцент кафедры "Химическая технология" АГТУ, к.х.н. Каратун О.Н.

1. Цель работы

Изучить влияние различных факторов на скорость химической реакции:

концентрации и степени измельчения реагирующих веществ, температуры, ката­лизатора. Изучить смещение равновесия при изменении концентрации веществ, участвующих в обратимой реакции.

2. Теоретические основы лабораторной работы

Раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических процессов, называется химической кинетикой.

Необходимо различать реакции в гомогенной (однофазной) системе - гомо­генные реакции и реакции, протекающие в гетерогенной системе (состоящей из нескольких фаз), то есть гетерогенные реакции.

Скорость химической реакции показывает число химических взаимодейст­вий, приводящих к образованию продукта реакции, в единице объема или на еди­ницу поверхности за единицу времени. Измеряется скорость реакции изменением концентрации реагирующего вещества в единицу времени.

На скорость реакции влияют природа реагирующих веществ, их концентра­ция (давление), температура, действие катализаторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации была выведена экспери­ментально; эта зависимость показывает, что при постоянной температуре ско­рость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реаги­рующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Это основной закон химической кинетики, открытый в 1864-67 гг. учеными К.М. Гульдбергом и П. Вааге, который называется законом действующих масс.

Для реакции в общем виде:

аА + bВ = продукты

V = k[A]^а · [В]^b,

где [А], [В] – концентрации веществ,

а, b – стехиометрические коэффициенты,

k – константа скорости химической реакции.

При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравне­ние закона действия масс.

Скорость реакции существенно зависит от температуры. Согласно правилу Вант-Гоффа (1884 г.), при повышении температуры на каждые 10 градусов ско­рость реакции увеличивается в 2-4 раза.

,

где  - температурный коэффициент

_t и k_t – скорость и константа скорости реакции соответственно при темпе­ратуре t ⁰С

_{t +10} и k_{t + 10} те же величины при температуре (t +10 ⁰С).

В общем случае, если температура изменилась на t ⁰С то уравнение преобразуется:

С увеличением температуры резко увеличивается число активных столкно­вений, которые приводят к образованию новых молекул. Столкновение молекул приводит к химическому взаимодействию в том случае, если молекулы обладают определенной избыточной энергией (по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре), которая называется энергией активации.

Зависимость константы скорости реакции от энергии активации выражается уравнением Аррениуса.

где Е_акт - энергия активации,

А - предэкспоненциальный множитель, в котором учитывается число столкновений молекул и взаимная ори­ентация молекул (то есть стерический фактор).

Скорость химической реакции очень существенно зависит от наличия ката­лизатора, то есть вещества, которое резко меняет скорость процесса, само оставаясь химически неизменным.

Существуют также вещества, замедляющие реакцию, которые называются ингибиторами.

Катализ может быть гомогенным или гетерогенным, в зависимости от того, находится ли катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества, или обра­зует самостоятельную фазу.

Химическое равновесие.

Большинство химических реакций являются обратимыми, т.е. протекают одновременно в противоположных направлениях

аА + bВ сС + dД

Такие реакции называются обратимыми. С течением времени концентрации ве­ществ А и В уменьшаются, скорость прямой реакции падает, а скорость обратной реакции возрастает:

V_пр = [А]^а · [В]^b ; V_обр = [C]^с · [Д]^d

Наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакции стано­вятся равными, т.е. состояние равновесия.

V_пр = V_обр = [А]^а · [В]^b = [C]^с · [Д]^d

При равновесии концентрации всех веществ постоянны и не меняются во времени; эти концентрации называются равновесными. Количественной характе­ристикой химического равновесия служит константа химического равновесия (К), она равна отношению двух постоянных величин:

В случае, гетерогенных реакций в выражении константы равновесия, также как в выражение закона действующих масс, входят только концентрации тех ве­ществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Константа равновесия зави­сит от природы реагирующих веществ и от температуры.

При данных условиях равновесие сохраняется любое время; при изменении внешних условий химическое равновесие нарушается.

Влияние, оказываемое на равновесную систему каким-либо воздействием, можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье (1884 г.). Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате про­текающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что ока­занное воздействие уменьшится.

Влияние концентрации. Согласно принципу Ле Шателье, введение в равно­весную систему дополнительных количеств какого-либо реагента вызывает сдвиг равновесия в том направлении, при котором концентрация этого вещества умень­шается. Этот процесс будет идти до тех пор, пока система не придет к состоянию нового равновесия.

Изменение давления влияет на состояние равновесия в тех случаях, когда реакция сопровождается изменением объема системы. В соответствии с принци­пом Ле Шателье повышение давления сдвигает химическое равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объема, то есть в сторону уменьшения числа моле­кул газов. При уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возраста­ния числа молекул газов.

Влияние температуры. При повышении температуры химическое равнове­сие смещается в сторону эндотермической, а при понижении - в направлении эк­зотермической реакции.