Метод. указан. к лаб.работам / Работа № 7

Работа № 7

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Скорость химической реакции (v) характеризуется изме­нением количества реагирующего вещества за единицу вре­мени в единице реакционного пространства.

В гомогенной (однородной по агрегатному состоянию) системе реакционным пространством служит объем сосуда, в котором происходит реакция.

Скорость гомогенной химической реакции измеряется по изменению концентрации за единицу времени для одного из веществ, участвующих в реакции. Концентрация (С) выра­жается обычно в моль/л, поэтому размерность скорости моль/лс. При химической реакции концентрация каждого из исходных веществ уменьшается во времени (С₂<С₁; С<0), а концентрация каждого из продуктов реакции воз­растает (С₂>С₁ С>0).

Различают два вида скорости — среднюю и истинную (или мгновенную). Средняя скорость (v) равна отношению:

=

где С=С₂-; t=-t₁.

Чтобы величина скорости всегда была положительной пе­ред дробью ставят знаки ±.

Истинная скорость химической реакции

т. е. является производной концентрации по времени:

Скорость химических реакций зависит от многих факто­ров, важнейшие из них: природа реагирующих веществ, кон­центрация, давление (для реакций с участием газообразных веществ), температура, участие катализаторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реаги­рующих веществ выражается законом действия, масс. Форму­лировка закона: при постоянной температуре скорость хими­ческой реакции пропорциональна произведению концентра­ций реагирующих веществ, причем каждая концентрация вхо­дит в произведение в степени, равной коэффициенту, стояще­му перед формулой данного вещества в уравнении реакции. Представим уравнение химической реакции в общем виде:

аА +bB = cC + dD.

Тогда закон действия масс можно записать в форме

где [А] и [В] — молярные концентрации вступающих в реак­цию веществ; а и b — коэффициенты в уравнении реакции; k—'константа скорости реакции, величина которой зависит от 'природы реагирующих веществ, температуры и присут­ствия катализаторов, но не зависит от концентраций веществ; k численно равна скорости реакции при [A]=[В]=1 моль/л.

Все химические реакции можно разделить на два типа: необратимые и обратимые. Реакции, которые протекают в од­ном направлении и идут до конца, называются необратимы­ми. Большинство реакций являются обратимыми, т. е. про­текают в противоположных направлениях и не идут до конца. Изобразим обратимую реакцию в общем виде

аА+bВсС+dD

зависимости скорости прямой v₁, и обратной v₂ реакции от концентраций реагирующих веществ выражаются соотноше­ниями:

v₁=k₁[A]^a[B]^b,v₂ =k₂[C]^c[.

Состояние, при котором скорость прямой реакции равна ско­рости обратной, называется химическим равновесием, а кон­центрации четырех веществ—равновесными. Следовательно, когда v_l = v₂,

k₁[A]^a[B]^b=k₂[C]^c[.

Отсюда

==R

где К — константа химического равновесия реакции.

К в отличие от константы скорости химической реакции не зависит от катализатора, так как он в одинаковой степени изменяет скорости прямой и обратной реакций.

Переход системы из одного равновесного состояния в дру­гое в результате изменения одного из условий равновесия (С, Р, Т) называется смещением химического равновесия. Смещение равновесия определяется принципом Ле Шателье: если в системе, находящейся в равновесии, изменить одно из условий, то происходит смещение равновесия в направлении той реакции, которая (противодействует указанному измене­нию. Применяя принцип Ле Шателье, можно сделать следую­щие выводы:

1. Увеличение концентрации одного из веществ вызывает смещение равновесия в сторону реакции, которая понижает концентрацию этого вещества.

2. Увеличение давления смещает равновесие в направле­нии уменьшения общего числа молей газообразных веществ, то есть в направлении, приводящем к понижению давления.

3. Нагревание смещает равновесие в сторону эндотерми­ческой реакции, охлаждение — в сторону экзотермической реакции.

Порядок работы

1. Влияние на равновесие изменения концентраций реаги­рующих веществ.

Смешивают в пробирках растворы (разбавленные) FeCl₃ и NH₄NCS в равных объемах. В растворе в равновесии нахо­дятся четыре вещества:

FeCI₃ + 3NH₄NCS Fe(NCS)₃ + 3NH₄CI,

одно из которых Fe(NCS)₃ окрашено в темно-красный цвет. По интенсивности окрашивания раствора, пропорциональной концентрации Fe(NCS)₃ можно судить о смещении равнове­сия. Полученный раствор делят на четыре порции в четыре пробирки. В одну добавляют несколько капель концентриро­ванного раствора FeCl₃, в другую — несколько капель кон­центрированного раствора NH₄NCS. В третью пробирку до­бавляют несколько капель концентрированного раствора NH₄Cl. Четвертая пробирка остается в качестве контрольной. Результаты наблюдений запишите в таблицу 1, отметив из­менение окраски раствора и указав стрелкой направление химической реакции.

Таблица 1

№ пробирки

Добавленное вещество

Изменение окраски раствора

Направление cмещения равновесия

Напишите выражение для константы химического равно­весия и объясните смещение равновесия в соответствии с прин­ципом Ле Шателье.

2. Смещение ионного равновесия.

В разбавленных растворах слабых электролитов устанав­ливается равновесие:

AB

Константа равновесия называется конста­нтой диссоциации.

а) К разбавленному раствору гидроксида аммония доба­вить одну каплю раствора фенолфталеина. Малиновая окрас­ка указывает на значительную концентрацию гидроксильных ионов. Прибавить в пробирку концентрированный раствор хлорида аммония. Почему исчезает окраска раствора?

б) К разбавленному раствору уксусной кислоты СН₃СООН добавить 1—2 капли лакмуса и затем щепотку кристалличе­ской соли — ацетата натрия (CH₃COONa). Встряхивая рас­твор, добиться наиболее полного растворения соли. Объяс­нить изменение окраски раствора. Как изменится степень диссоциации уксусной кислоты в присутствии ацетата нат­рия?

Результаты опытов «а» и «б» записать в таблицу 2, указав стрелкой смещение ионного равновесия.

Таблица 2

№ п/п	Электролит	Индика-тор	Окраска раствора	Добавлен- ное веще- ство	Измене- ние ок- раски раст- вора	Направ- ление сме-щения равнове- сия
1	NH4OH	Фенол-фталеин	Малино- вая	NH4CI
2	СНзСООH	Лакмус	Красная	CH3COONa

Написать константы равновесия для ионных процессов:

NH₄OH

CH₃COOH+

3. Влияние температуры на равновесие (учебно-исследо­вательская работа).

При взаимодействии иода с водным раствором крахмала образуется вещество сложного состава (иодокрахмал),

которое окрашивает раствор в синий цвет. Реакция обратима и может быть представлена следующей схемой:

иод+крахмалиодокрахмал.

Синяя окраска исчезает при нагревании, что свидетельствует о смещении положения равновесия данной реакции.

Налить в пробирку 8—10 мл раствора крахмала, добавить 3—5 капель йодной воды. Полученный синий раствор разде­лить на две порции в две пробирки, оставив одну из них в ка­честве контрольной.

а) Нагреть синий раствор на водяной бане до полного обесцвечивания. В каком направлении смещается равновесие при нагревании?

б) Охладить пробирку с раствором под струей холодной воды из-под крана. Что наблюдается? В каком направлении смещается равновесие данной реакции при охлаждении?

Какая из реакций (прямая или обратная) является экзо­термической, а какая эндотермической? Согласуются ли ваши наблюдения относительно смещения равновесия с принципом Ле Шателье?