Контрольные вопросы

1. Назовите основные признаки химического равновесия.

2. Сформулируйте принцип Ле-Шателье.

3. Какие факторы, влияют на химическое равновесие?

4. Запишите выражение константы равновесия для следующих реакций:

1) С + 0,5О₂ = СО;

2) СО + 0,5О₂ = СО₂;

3) СН₄ + СO₂ = 2Н₂ +2СО;

4) FeO + CO = Fe + CO₂

5. Сформулируйте признаки необратимости реакции.

6. Приведите примеры обратимых и необратимых реакций.

7. Запишите зависимость величины константы равновесия химической реакции от температуры.

Лабораторная работа №5 Кинетика химических реакций

Цель работы: изучение влияния на скорость химической реакции различных факторов – концентрации реагирующих веществ, температуры, а также фазового состояния реагентов.

Приборы, оборудование, реактивы: водяной термостат, секундомер, технические весы, набор 0,5 л конических колб, мерные цилиндры на 10 мл, 0,05М водный раствор тиосульфата натрия, 0,1М раствор серной кислоты, мел кусковой и мелкораздробленный, 10%-ный раствор соляной кислоты, 3%-ный раствор пероксида водорода, твердый диоксид марганца.

Теоретическая часть

Учение о скорости химических реакций называется химической кинетикой. В общем случае скоростью химической реакции называют изменение количества реагирующего вещества A_j в единице объема за единицу времени. Поскольку отношение количества вещества к объему химической системы представляет собой концентрацию, то скорость химической реакции можно записать как производную мольной концентрации по времени:

(5.1)

где - стехиометрический коэффициент вещества в данной реакции. Если - продукт, то берется со знаком «плюс», если - исходный реагент, то со знаком «минус».

Любой химический процесс можно представить в виде последовательной цепи следующих взаимосвязанных стадий: подвода реагентов в зону реакции, химического взаимодействия компонентов, отвода продуктов из зоны реакции. Собственно говоря, химической здесь будет только вторая стадия, а первая и третья являются физическими (массоперенос).

Наблюдаемая скорость химического процесса складывается из скоростей составляющих его стадий и определяется наиболее медленной, так называемой лимитирующей стадией. Принято считать, что если наиболее медленной стадией является массоперенос (или подвод реагентов, или отвод продуктов), то процесс протекает в диффузионной области. Если самой медленной стадией будет химическое взаимодействие, то процесс идет в кинетической области. Если скорости массопереноса и химического взаимодействия сопоставимы, то процесс протекает в переходной области. Следует отметить, что любой химический процесс можно проводить в каждой из указанных областей химической кинетики, изменяя соответствующим образом условия его осуществления.

В зависимости от того, в какой области проводят процесс, используют различные выражения для математического описания его скорости. При ведении процесса в диффузионной области кинетическое уравнение определяется уравнениями массопереноса конвективной диффузии (критерии теории подобия) или молекулярной диффузии (уравнение Фика).

В данной лабораторной работе более подробно остановимся на особенностях протекания процессов в кинетической области, так как только в этом случае реализуются максимальные кинетические возможности химических систем.

Для простых (элементарных) реакций скорость выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам:

, где =1,2,3…l (5.2)

_где - константа скорости реакции, зависимость которой от температуры определяется уравнением Аррениуса;

- молярная концентрация компонента в химической системе, моль/л;

- общее количество исходных реагентов.

Например, для гомогенной реакции:

2SO_2(г) + O_2(г) → 2SO_3(г)

кинетическое уравнение в соответствии с законом действующих масс будет иметь вид:

Показатель степени при концентрации соответствующего реагента называется порядком реакции по данному реагенту. Порядок реакции по каждому из участников реакции можно определить, изучая зависимость скорости реакции от концентрации соответствующего реагента. Соответственно опыты необходимо проводить при постоянной температуре.

Особенность гетерогенных реакций заключается в том, что лимитирующая стадия процесса протекает обычно на границе раздела фаз. Поэтому скорость химической реакции в гетерогенных системах при постоянной температуре зависит не только от концентрации веществ, но и от площади поверхности раздела фаз.

Например, для гетерогенной реакции взаимодействия твердого углерода с газообразным кислородом:

C_(г) + O_2(г) → CO_2(г)

кинетическое уравнение будет иметь вид:

(5.3)

где - константа скорости реакции;

- концентрация кислорода в газовой фазе;

- величина поверхности раздела между твердой и газовой фазами.

Следует обратить внимание, что концентрации реагентов, находящихся в твердом состоянии, в кинетическое уравнение не записываются, также как и в константах равновесия соответствующих реакций.

Особое влияние на скорость химических реакций оказывает температура. С ростом температуры скорость реакции резко возрастает. Вант-Гоффом было предложено эмпирическое уравнение зависимости скорости химической реакции от температуры:

(5.4)

где и - скорость химической реакции соответственно при температуре и ;

- температурный коэффициент, показывающий во сколько раз увеличится или уменьшится скорость химической реакции, если температура изменится на 10^оС.

Чтобы произошло химическое взаимодействие, необходимо чтобы соответствующие молекулы столкнулись. Однако лишь часть от общего числа соударений приводит к химическому взаимодействию, что связано как с пространственной ориентацией химических связей в молекулах, так и их энергетических характеристик. Соударения, приводящие к химическим реакциям, называются эффективными. Соударение будет эффективным тогда, когда суммарная энергия сталкивающихся молекул превысит некоторую определенную для данной реакции величину.

Минимальное значение избыточной энергии, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение привело к химическому взаимодействию, называется энергией активации (Е_акт), и измеряется в кДж/моль. Промежуточное состояние системы, отвечающее максимуму потенциальной энергии, называется активированным комплексом. Поскольку число соударений с повышением температуры увеличивается экспоненциально, Аррениусом было предложено описывать зависимость константы скорости от температуры следующим уравнением:

(5.5)

где - предэкспоненциальный множитель, численно равный константе скорости реакции при или при ;

- газовая постоянная;

- температура, при которой протекает реакция, К.

Обычно энергию активации химической реакции определяют по экспериментальным данным, изучая зависимость скорости реакции от температуры при постоянной исходной концентрации реагентов.

Одним из методов ускорения химической реакции является катализ, который осуществляется при введении в систему веществ, увеличивающих скорость химической реакции, но не расходующихся в результате ее протекания. Такие вещества называются катализаторами, а реакции каталитическими. Механизм действия катализатора сводится к уменьшению энергии активации, .т.е к уменьшению разности между средней энергией активированного комплекса и средней энергией соударяющихся молекул. Соответственно, скорость химической реакции при этом увеличивается.