Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

Дополнительно / Skorost_himicheskih_reakcii_i_himicheskoe_ravnovesie_Prakticheskoe_rukovodstvo

.pdf
Скачиваний:
59
Добавлен:
19.06.2017
Размер:
403.92 Кб
Скачать

ФЕДЕРАЛЬНОЕ 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 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

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.

Соседние файлы в папке Дополнительно