Дополнительно / Skorost_himicheskih_reakcii_i_himicheskoe_ravnovesie_Prakticheskoe_rukovodstvo
.pdfФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ СЕВЕРСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ – филиал Федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования
«Национальный исследовательский ядерный университет МИФИ»
Утверждаю Зав. кафедрой ХиТМСЭ,
профессор, д-р техн. наук
_________ В.В. Гузеев “____” ___________ 2010 г.
А.С. Буйновский, С.А. Безрукова, В.В. Лазарчук
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Практическое руководство
Северск 2010
УДК – 541.12 (075) ББК Г24.53 Б 905
Скорость химических реакций и химическое равновесие: практическое руководство / Буйновский А.С., Безрукова С.А., Лазарчук В.В. – Северск: Изд-во СТИ НИЯУ МИФИ, 2010. – 39 с.
Руководство содержит материал, необходимый для изучения студентами разделов курса общей и неорганической химии – кинетика и химическое равновесие. Изложение теоретического материала сопровождается примерами.
В экспериментальной части руководства предлагается выполнить лабораторные работы, которые позволят закрепить теоретический материал – провести опыты, описать наблюдаемые химические процессы и произвести соответствующие расчеты.
Руководство предназначено для студентов дневного обучения технологического факультета специальностей 240601 и 240801 при изучении курса “Общая и неорганическая химия”.
Руководство одобрено на заседании методического семинара кафедры ХиТМСЭ (протокол № 3 от «16» июня 2010 г.)
Печатается в соответствии с планом выпуска учебно-методической литературы на 2010 г., утвержденном Советом СГТА.
Рег. № 43/10 от «15» ноября 2010 г.
Рецензент Агеева Л.Д., доцент кафедры ХиТМСЭ, канд. хим. наук Редактор Р.В. Фирсова
Подписано к печати ______Формат 60×84/32 Гарнитура Times New Roman, Бумага писчая №2 Плоская печать. Усл. печ. л.1,16 Уч. изд. л.2,11 Тираж 30 экз. Заказ ______
Отпечатано в ИПО СТИ НИЯУ МИФИ 636036 Томская обл., г. Северск Томской обл., пр. Коммунистический , 65
2
|
|
Содержание |
|
Введение……………………………………………………………................. |
4 |
||
1 |
Кинетика химических процессов………………………………………… |
5 |
|
|
1.1 |
Классификация химических реакций …………………………… |
5 |
|
1.2 |
Скорость химической реакции…………………………………… |
6 |
|
1.3 |
Факторы, влияющие на скорость химических реакций………… |
7 |
2 |
Химическое равновесие………………………………………………… |
19 |
|
|
2.1 |
Обратимость реакций……………………………………………… |
19 |
|
2.2 |
Константа равновесия…………………………………………… |
21 |
|
2.3 |
Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье…… |
28 |
3 |
Экспериментальная часть………………………………………………… |
32 |
|
|
3.1 |
Лабораторная работа №1 «Скорость химической реакции»…… |
32 |
|
3.2 |
Лабораторная работа №2 «Химическое равновесие»…………… |
35 |
4 |
Контрольные вопросы …………………………………………………..... |
38 |
|
5 |
Безопасность труда……………………………………………………… |
39 |
|
6 |
Рекомендуемая литература……………………………………………… |
39 |
3
Введение
Раздел химии, изучающий скорость и механизмы химических реакций, называется химической кинетикой.
Не каждая термодинамически возможная реакция, для которой энергия Гиббса отрицательна (∆G<0) протекает в действительности. Скорости некоторых реакций так малы, что практически их невозможно заметить. Другие реакции, наоборот, проходят с огромными скоростями. Управление скоростями реакций, умение замедлять или ускорять их имеет огромное значение.
Химическую кинетику от химической термодинамики отличает следующее. Термодинамика – наука о макросистемах. Отдельные частицы (молекулы, атомы, электроны и т.д.) или небольшое их число не являются предметом их изучения. Термодинамику не интересуют механизмы процессов, она изучает изменения систем, рассматривая лишь их начальное и конечное состояния. Химическая кинетика, напротив, изучает течение реакций во времени и рассматривает их механизм на уровне отдельных частиц. Таким образом, химическая кинетика и химическая термодинамика, дополняя одна другую, дают целостное представление о закономерностях протекания реакций.
Цель данного руководства состоит в том, чтобы рассмотреть основные понятия кинетики химических процессов и химического равновесия; изучить факторы, влияющие на скорость химических реакций; научиться составлять кинетические уравнения и выражения для константы химического равновесия; научиться определять направление смещения химического равновесия согласно принципу Ле Шателье.
Для лучшего усвоения и понимания теоретического материала, привития навыков практического применения знаний по данной теме приведены типовые задачи с решениями.
4
1 Кинетика химических процессов
1.1 Классификация химических реакций
Вхимической кинетике применяются две классификации реакций: первая – по фазовому составу реагентов, вторая – по степени сложности.
По первой классификации реакции подразделяются на три группы: 1) гомогенные, которые протекают по всему объему реагирующих
веществ (например, взаимодействия газообразных, жидких или растворенных веществ);
2) гетерогенные, которые протекают на границе фаз (например, реакция металла с кислотой);
3) топохимические, в которых происходит изменение структуры реагирующих твердых веществ (например, разложение карбонатов при нагревании).
По второй классификации реакции подразделяются на простые и сложные.
Простой (элементарной) называется реакция, в которой превращение исходных веществ в продукты осуществляется без образования промежуточных веществ, т.е. в одну стадию. По числу молекул (или ионов в растворах электролитов), одновременно участвующих в химическом превращении, простые реакции подразделяются на мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные.
Вмономолекулярных реакциях в превращении реагента в продукт участвует одна молекула – это реакция разложения сложных веществ на менее сложные или простые, молекул на атомы:
N2O4 = 2NO2;
C2H5OH = C2H4 + H2O;
Cl2 = 2Cl.
В бимолекулярных реакциях превращение реагентов в продукты осуществляется при соударении двух молекул:
2HI = H2 + I2;
NO + H2O = N2O + N2,
а в тримолекулярных – трех:
2NO + H2 = N2O + H2O;
2NO + Cl2 = 2NOCl.
Вероятность столкновения более двух молекул очень мала, поэтому тримолекулярных реакций немного, а четырехмолекулярные вообще неизвестны.
Сложные реакции (они составляют огромное большинство) подразделяются на последовательные, параллельные и цепные.
5
В последовательных реакциях продукты предыдущих стадий расходуются в последующих. Примером таких реакций является разложение оксида азота (V), описываемое уравнением:
2N2O2 = 4NO2 + О2.
Может показаться, что эта реакция относится к простым бимолекулярным, так как перед исходным веществом стоит коэффициент 2. В действительности эта реакция осуществляется в две стадии:
1) N2O5 = N2O3 + О2, |
2) N2O3 + N2O5 = 4NO2, |
причем, первая стадия – мономолекулярная, а вторая бимолекулярная. Параллельными называются реакции, имеющие одни и те же исход-
ные реагенты, но различные продукты реакции. Например, термическое разложение хлората калия может одновременно протекать в двух направлениях:
а) диспропорционирования:
4KClO3 = 3KClO4 + KCl;
б) внутримолекулярного окисления – восстановления:
4KClO3 = 4KCl + 6О2.
Цепными называются реакции, в которых возникают активные частицы, вызывающее большое число («цепь») превращений исходной молекулы благодаря регенерации активной частицы в каждом звене цепи.
Примером цепной реакции является взаимодействие водорода с хлором. Цепь зарождается распадом хлора под действием света:
Cl2 = 2Cl•
и продолжается согласно уравнениям: |
|
Н2 + Cl• = НCl + Н•; |
Н•+ Cl2= НCl + Cl• и т.д. |
1.2 Скорость химической реакции
В сложной реакции, состоящей из последовательных стадий, одна из простых стадий, как правило, протекала бы медленнее других, если бы каждую стадию провести отдельно. Такая стадия называется лимитирующей, и скорость ее протекания определяет (лимитирует) скорость всей реакции.
Скорость реакции – это число элементарных актов взаимодействия, происходящих в единицу времени в единицу объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз – для гетерогенных.
Однако элементарные взаимодействия атомов и молекул фиксировать, как правило, невозможно, поэтому о скоростях судят по изменению
6
концентрации ( с) реагентов или продуктов за определенный промежуток времени (Δτ)
V = ± C2 − C1 = ± с/Δτ,
τ 2 −τ1
где С1, С2 – концентрации вещества в момент времени τ1 и τ2; τ1, τ2 – момент времени.
Знак «минус» в формуле ставится в тех случаях, если скорость реакции рассчитывается по изменению концентрации исходного вещества; знак «плюс» – если скорость реакции рассчитывается по изменению концентрации продукта реакции.
Иногда вместо концентрации практикуется изменение других величин, связанных с концентрацией, – массы, давления, объема, электропроводности, окраски и т.д.
На скорость реакций влияют природа и концентрация взаимодействующих веществ, температура и катализаторы. На скорость гетерогенных реакций, которые осуществляются на поверхности раздела фаз, влияет также величина этой поверхности, т.е. размер частиц твердого вещества, а на скорость цепных реакций – размеры и форма реакционного сосуда, так как при соударении промежуточных активных частиц с внутренней поверхностью реактора они теряют свою активность и способность продолжать цепочку превращений.
Скорость реакции по мере ее протекания изменяется. Если реакция проводится в закрытой системе (без добавления реагентов извне), то ее скорость максимальна вначале, когда концентрации реагентов самые большие и число столкновений между молекулами максимально. По мере протекания реакции концентрации реагентов, число столкновений и скорость уменьшаются. Такова общая закономерность. Однако, встречаются реакции, скорость которых постоянна. Известны автокаталитические реакции (продукты реакции являются ее катализаторами), скорость которых по мере их протекания сначала возрастает, а потом уменьшается, а также автоколебательные реакции, скорость которых то уменьшается, то увеличивается.
1.3 Факторы, влияющие на скорость химических реакций
1.3.1 Влияние природы и концентрации реагентов
Влияние природы и концентрации реагентов на скорость реакции описывается законом действующих масс для скоростей реакции. Закон установлен опытным путем К. Гульдбергом и П. Вааге (1867г.) и теоретически обоснован Я. Вант-Гоффом (1877г.) с позиции молекулярно-кинетической теории газов.
Для простых реакций закон действующих масс гласит: скорость про-
стой реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
7
Для простой реакции, записанной в общем виде:
аА + bB = продукты,
математическое выражение закона действующих масс (оно называется кинетическим уравнением реакции) следующее:
V= k [A]a[B]b,
где V – скорость реакции,
k – константа скорости реакции;
[А] и [В] – молярные концентрации реагентов, моль/л;
a и b – кинетический порядок реакции по веществу А и В соответственно.
Пример – Написать кинетические уравнения простых реакций:
1) C2H5OH = C2H4 + H2O; |
Ответ. V= k [C2H5OH]; |
|
2) |
2HI = H2 + I2; |
Ответ. V= k [HI]2; |
3) |
2NO + Cl2 = 2NOCl |
Ответ. V= k [NO]2[Cl2]. |
Вкинетическое уравнение реакции входит константа скорости. Константа скорости реакции k равна скорости реакции при концентрациях реагентов [А] = [В] = 1 моль/л. Константа скорости при постоянной температуре зависит только от природы реагирующих веществ и не зависит от их концентрации. Поэтому в химической кинетике реакции принято характеризовать не скоростью, которая по ходу реакции изменяется, а константой скорости, которая постоянна. Реакции, проходящие при одинаковых условиях, можно сравнивать по их константам скоростей.
Вкинетическое уравнение реакции входит порядок реакции. Различают кинетический порядок по отдельному реагенту и общий кинетический порядок реакции. Для простых реакций кинетический порядок по реагенту равен коэффициенту перед этим веществом в уравнении, а общий кинетический порядок – сумме этих коэффициентов. Следовательно, общий кинети-
ческий порядок простой реакции равен ее молекулярности.
Пример – Определить порядок по отдельным реагентам и общий кинетический порядок простой реакции:
2NO + H2 = N2O + H2O
Решение – Кинетический порядок этой реакции по оксиду азота (II) равен двум, по водороду – единице, а общий порядок равен трем, что совпадает с молекулярностью реакции.
8
Пример – Как изменяется скорость простой реакции
2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г)
при увеличении концентрации только оксида азота (II) в три раза, только хлора в три раза и при одновременном увеличении концентрации обоих веществ в три раза?
Решение – Запишем выражение закона действующих масс до изменения концентрации реагирующих веществ
V= k [NO]2[Cl2].
После увеличения концентрации оксида азота (II) в три раза конечная концентрация станет равной [NO]кон= 3[NO]исх, тогда кинетическое уравнение можно выразить
V’= k (3[NO])2[Cl2] = k 9[NO]2[Cl2].
Найдем изменение скорости химической реакции
V ' |
= |
k × 9[NO]2 × [Cl2 ] |
= 9, |
V |
k × [NO]2 × [Cl2 ] |
т.е. скорость реакции увеличится в девять раз.
После увеличения концентрации хлора в три раза конечная концентрация станет равной [Cl2]кон=3[Cl2]исх, тогда кинетическое уравнение можно выразить
V’= k [NO]2(3[Cl2]) = k 3[NO]2[Cl2].
Найдем изменение скорости химической реакции
V ' = k × 3[NO]2 × [Cl2 ] =3, V k × [NO]2 × [Cl2 ]
т.е. скорость реакции увеличится в три раза.
После увеличения концентраций оксида азота (II) и хлора в три раза конечная концентрация реагентов станет равной [Cl2]кон=3[Cl2]исх, [NO]кон=3[NO]исх, тогда кинетическое уравнение можно выразить
V’= k (3[NO])2 (3[Cl2]) = k 27 [NO]2[Cl2].
Найдем изменение скорости химической реакции
V ' = k × 27 × [NO]2 × [Cl2 ] 27, V k × [NO]2 × [Cl2 ]
т.е. скорость реакции увеличится в 27 раз.
Ответ. Увеличивается в 9, в 3 и в 27 раз.
9
Пример – Во сколько раз изменится скорость химической реакции
2А + 3В А2В3,
если концентрация вещества А увеличится в четыре раза, а концентрация вещества В уменьшится в такое же число раз? Если давление в системе уменьшится в два раза?
Решение – Согласно закону действия масс, скорость прямой реакции в общем виде запишется
V = k[А]2[В]3.
Обозначим [А] = х моль/л, а [В] = у моль/л и тогда V =k×х2×у3.
При изменении условий опыта концентрация вещества А станет равной 4х моль/л, а концентрация вещества В = 4у моль/л. Поэтому
2 |
|
у 3 |
2 |
у3 |
||
V′=k (4х) |
( |
|
) |
= k ∙16х ∙ |
|
. |
4 |
64 |
Изменение скорости можно найти, если
V , |
= |
k ×16x2 × y3 |
= |
1 |
V |
|
4 . |
||
k × x2 ×64y3 |
Скорость химической реакции уменьшится в четыре раза.
При уменьшении давления, объем системы увеличится, концентрация реагирующих веществ при этом уменьшится, т.е.
[А] = 2х моль/л, [В] = 2у моль/л.
Тогда |
υ′=k∙( |
х |
)2∙( |
у |
)3= k |
|
х2 |
|
у3 |
||
2 |
2 |
4 |
8 |
||||||||
|
υ , |
|
|
|
|||||||
и |
|
k × y3 × х2 |
1 |
. |
|||||||
υ = |
|
= |
|
|
|||||||
32k × x2 × y3 |
32 |
Следовательно, скорость химической реакции уменьшится в 32 раза.
Кинетические уравнения сложных реакций отличаются от кинетических уравнений простых реакций. В сложных последовательных реакциях закон действующих масс описывает скорость каждой отдельной простой (элементарной) стадии. Для всей сложной реакции закон действующих масс также применим, но порядок реакции по реагентам не совпадает с коэффициентами перед веществами.
10