3.2. Кинетические закономерности химических реакций

Средняя скорость реакции соответствует изменению количества вещества nза промежуток времени в единице объема или на единице площади поверхности:

W = n/(V) = C_M/(для гомогенных реакций);

W = n/(S) = C_S/(для гетерогенных реакций).

Влияние концентрации реагентовна скорость реакции.Основной постулат химической кинетики (закон действующих масс для скорости реакции) гласит:скорость реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагентов. Для реакции

aА + bВ продукты

W = k[A]^a[B]^b ,(3.11)

где k–константа скорости реакции; [А],[В] – молярные концентрации реагентов, a, b–порядок реакциипо реагентам А иB.Физический смысл константы скорости:k = W, если[А]=[В] = 1 моль/дм³. Величинаkзависит от природы реагентов и температуры.

Влияние температуры.Согласноправилу Вант-Гоффа, увеличение температуры на 10 градусов приводит к возрастанию скорости в раз:

W ₂/ W ₁ = k₂/k₁ = ^(Т/10),(3.12)

где = 2÷4 – температурный коэффициент скорости реакции.

Более корректно влияние Тнаkвыражает уравнение Аррениуса:

lnk = B – A/T, (3.13)

где BиA– константы. Уравнению Аррениуса отвечает зависимость:

k = k₀ · e^–E/RT (3.14)

где Е– энергия активации реакции –избыточная по сравнению с имеющимся запасом энергия, которая нужна для того, чтобы все исходные молекулы могли превратиться в продукты.

Равновесие обратимых химических процессов. Обратимые химические реакциипротекают в прямом и в обратном направлении:

aА + bВ  сС + dD.

Для равновесия обратимой реакции справедлив закон действующих масс:

, (3.15)

где K_р– константа равновесия обратимой химической реакции. Из уравнения (3.15) следует формулировка закона действующих масс:для обратимых реакций в состоянии равновесия отношение произведений концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов - величина постоянная. Это заключение называютзаконом действующих масс для равновесия. ВеличинаK_р связана с изменением энергии Гиббса в ходе реакции:

G = –RTln K_р. (3.16)

Равновесие обратимых процессов подчиняется принципу Ле Шателье: если на обратимую систему, находящуюся в состоянии динамического равновесия, оказать воздействие (изменить параметр), то равновесие сместится так, чтобы воздействие ослабить.

3. Экспериментальная часть

3.1. Определение изменения энтальпии

при протекании химической реакции (опыт 3.1).

Тепловой эффект процесса (q) можно рассчитать по формуле

q=ΔT^. m^.C, (3.17)

где = ΔT– разность между конечной и начальной температурой системы, К; m– масса исследуемой системы, кг;^.C– удельная теплоемкость системы, Дж/кг.

Теплоемкость данной системы выражается уравнением:

С = C₁ m₁ + C₂ m₂, (3.18)

где C₁ и m₁ – удельная теплоемкость и масса реакционного сосуда, C₂ и m₂ – удельная теплоемкость и масса исследуемого раствора. Виду низкой теплопроводности стеклянного сосуда, первой составляющей в упрощенных опытах пренебрегают.

Для определения ΔTиспользуют калориметры – лабораторные приборы, в которых сведен к минимуму обмен системы теплотой с окружающей средой. На рис. 3.1 приведена схема простейшего калориметра.

Рис. 3.1. Схема калориметра: 1 – корпус; 2 – реактор;

3 – воронка; 4 – мешалка; 5 – термометр

Выполнение опыта. Отмерить цилиндром и вылить в реактор 50 см³раствораH₂SO₄(С_н= 1 моль/дм³). Перемешивая раствор с постоянной интенсивностью регистрировать температуру каждые 30 секунд в течение всего опыта. Температуру измерять с точностью до 0,5°. Через 2 минуты добавить в реактор 50 см³раствораNaOH(С_н= 1 моль/дм³). Регистрацию температуры продолжать еще 3 минуты. Данные наблюдений занести в таблицу 3.1.

Таблица 3.1

Зависимость температуры раствора от времени

τ, с	30	60	90	120	150	180	240	270	300
T, oС

По данным таблицы 3.1 построить график в координатах «T – τ». Вид ожидаемой кривой и метод графического определения ΔT представлены на рис. 3.2.

Зная ΔT, рассчитать величинуqпо формуле (3.17), приняв теплоемкость раствора равной удельной теплоемкости воды (4,2 кДж/кг).

Рассчитать молярный тепловой эффект реакции нейтрализации (Q_м)

H⁺+OH^–=H₂O

по формуле

Q_м=q^.M/m, (3.19)

где, М – молярная масса воды, m– масса воды, полученной в ходе опыта.

Записать результат

ΔН₂₉₈(Н₂О) = –Q.

Рассчитать погрешность определения, сравнив полученную величину с табличным значением ΔН₂₉₈(Н₂О) = – 57,22 кДж/моль.

Рис. 3.2. Изменение температуры раствора при протекании

экзотермической реакции в ячейке, теряющей теплоту

в окружающую среду