Файл: Лабораторные работы по общей и неорганической химии.doc
Добавлен: 20.03.2024
Просмотров: 91
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
Скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Для двухмолекулярной реакции
A(г) + B(г) = AB(г)
скорость реакции выражается кинетическим уравнением:
υ = κСАСВ.
Кинетическое уравнение для трехмолекулярной реакции
2А + В = АВ2
υ = κСА2СВ,
κ – коэффициент пропорциональности (константа скорости реакции), СА и СВ – концентрации реагентов А и В. Коэффициент пропорциональности равен скорости реакции, когда концентрации реагентов равны единице. Таким образом, константа скорости реакции зависит только от природы реагирующих веществ и от температуры.
Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10°С скорость реакции увеличивается примерно в 2-4 раза:
υ(t2) = υ(t1)∙γΔt/10, υ(t2), υ(t1) – скорости реакций при температурах t2 и t1;∙γ – температурный коэффициент скорости, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость при нагревании на 10°С.
Скорость большинства химических реакций с нагреванием возрастает. Например, синтез воды из простых веществ при 20°С осуществить практически невозможно, при 500°С эта реакция протекает за 50 минут, а при 700°С процесс осуществляется практически мгновенно. Нагревание вызывает значительное ускорение химических превращений, так как для перераспределения электронной плотности столкнувшихся частиц, необходимы затраты времени и энергии. Реакционноспособную систему можно охарактеризовать тремя последовательно совершающимися состояниями:
[начальное]→[переходное]→[конечное].
Переходное состояние системы отвечает образованию активированного комплекса, в котором происходит перераспределение электронной плотности между атомами. Активированный комплекс существует очень короткое время. В результате его распада образуются новые молекулы.
Образование активированного комплекса требует затраты энергии. Реагируют только те молекулы, энергия которых для этого достаточна. Такие молекулы называют активными. Необходимую для перехода веществ в состояние активированного комплекса энергию называют энергией активации (Еа).
Кроме энергии активации важным условием осуществления химической реакции является ориентация молекул в момент их столкновения. Вероятность надлежащей ориентации при столкновении характеризуют с помощью энтропии активации (ΔSа).
Таким образом, скорость реакции зависит от температуры, энергии активации и энтропии активации.
Правило Вант-Гоффа применяется в ограниченном интервале температур, поэтому удобнее пользоваться уравнением Аррениуса, которое описывает температурную зависимость константы скорости:
κ(t) = A∙e-E/(Rt), t – температура; R – универсальная газовая постоянная; А – постоянная, которая не зависит от температуры, а определяется только видом реакции; Е – энергия активации; е – основание натуральных логарифмов.
Для ускорения химической реакции используют катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции за счет участия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой состав. Увеличение скорости катализируемой реакции связано с меньшей энергией активации нового пути реакции. В зависимости от агрегатного состояния катализатора и реагирующих веществ различают катализ гомогенный и гетерогенный.
Ускорение химической реакции одним из её продуктов называют автокатализом. Например, гидролиз этилацетата в водном растворе:
CH3COOC2H5 + H2O = CH3COOH + C2H5OH.
Продукт реакции – уксусная кислота CH3COOH и ион Н+, образующийся при её электролитической диссоциации, ускоряют реакцию.
Другим примером автокатализа служит окислительно-восстановительная реакция стандартизации перманганата калия по щавелевой кислоте (см. лаб. раб. 9):
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O, где катализатором является ион Mn2+, образующийся в растворе.
Скорость автокаталитической реакции вначале возрастает вследствие увеличения количества продукта, являющегося катализатором, а затем падает в результате уменьшения концентрации исходных веществ. Автокаталитический характер имеют процессы образования новой фазы, протекающие на границе раздела фаз.
Большинство химических реакций обратимо, т.е. протекают одновременно в противоположных направлениях. Например, в реакции образования воды из простых веществ:
2H2 (г.) + O2 (г.) ⇌ 2H2O (г.); ΔН<0, ΔS<0
протекание реакции в прямом направлении сопровождается выделением теплоты (ΔН<0). Энтропия системы при этом уменьшается (ΔS<0)
. Движущей силой этого процесса является энтальпийный фактор. Протекание данной реакции в обратном направлении сопровождается поглощением теплоты (ΔН>0); энтропия системы возрастает (ΔS>0). Движущей силой этого процесса является энтропийный фактор. Вначале действие энтальпийного фактора преобладает над действием энтропийного фактора. Но в определенный момент наступает равновесие (ΔG = 0). При химическом равновесии число образующихся в единицу времени частиц при прямой реакции равно числу частиц, вступивших во взаимодействие при обратной реакции. Химическое равновесие – динамический процесс. В состоянии химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. После наступления равновесия концентрация веществ (продуктов и исходных) при данных условиях остаются неизменными. Эти концентрации называют равновесными.
О степени протекания процесса можно судить на основании закона действующих масс, которому подчиняется система в состоянии равновесия: частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ является величиной постоянной (Гульдберг и Вааге, 1864-1867). Эту величину называют константой равновесия (К). Для реакции, записываемой в общем виде:
aA + bB ⇌ dD + cC
в состоянии равновесия выполняется соотношение
K = [D]d[C]c / [A]a[B]b, где [D], [C], [A], [B] – равновесные концентрации реагентов.
Например,
H2 (г.) + I2 (г.) ⇌ 2HI(г.); K = [HI]2 / [H2][I2]
Константа химического равновесия зависит от природы реагентов и температуры. Она связана с изменением стандартной энергии Гиббса химической реакции уравнением:
ΔG = -RTln K.
Константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Для эндотермических процессов повышение температуры отвечает увеличению константы равновесия, для экзотермических – ее уменьшению.
Состояние равновесия сохраняется при данных условиях, если на систему не оказывается внешнее воздействие, например изменение концентрации, давления, температуры. Влияние, оказываемое на систему можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье (принцип подвижного равновесия): если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого равновесия.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
Разложение тиосульфата натрия Na2S2O3 в растворе серной кислоты выражается уравнением реакции:
Na2S2O3 + H2SO4 Na2SO4 + H2O + SO2 + S
Реакция протекает по следующим стадиям:
S2O32- + 2H+ H2S2O3 (очень быстро)
H2S2O3 H2SO3 + S (медленно)
H2SO3 H2O + SO2 (быстро)
Вторая (медленная) стадия является определяющей для скорости данной реакции.
Выполнение работы
1. В три химических стакана налить с помощью бюретки 0,1М раствора Na2S2O3 и с помощью цилиндра добавить дистиллированную воду в объемах, указанных в таблице.
Таблица 1
2. Налить в мерный цилиндр 20 мл 1М раствора H2SO4. Отмеренное количество кислоты вылить в первый стакан с раствором тиосульфата натрия и одновременно включите секундомер. Перемешать раствор стеклянной палочкой. Определить время реакции в секундах как время, прошедшее до появления первых видимых следов серы – помутнения раствора или полной потере прозрачности раствора. Повторить опыт с другими стаканами тиосульфата.
3. Вычислить молярные концентрации тиосульфата натрия в каждом из трех стаканов после добавления серной кислоты. Вычислить относительные скорости реакций как v = 1/. Результаты записать в таблицу. Построить график зависимости скорости разложения тиосульфата натрия от его концентрации. На оси абсцисс отложить молярные концентрации тиосульфата, а на оси ординат – относительные скорости реакции. Сделать вывод о характере зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия. Каков порядок данной реакции по тиосульфату натрия?
Для двухмолекулярной реакции
A(г) + B(г) = AB(г)
скорость реакции выражается кинетическим уравнением:
υ = κСАСВ.
Кинетическое уравнение для трехмолекулярной реакции
2А + В = АВ2
υ = κСА2СВ,
κ – коэффициент пропорциональности (константа скорости реакции), СА и СВ – концентрации реагентов А и В. Коэффициент пропорциональности равен скорости реакции, когда концентрации реагентов равны единице. Таким образом, константа скорости реакции зависит только от природы реагирующих веществ и от температуры.
Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10°С скорость реакции увеличивается примерно в 2-4 раза:
υ(t2) = υ(t1)∙γΔt/10, υ(t2), υ(t1) – скорости реакций при температурах t2 и t1;∙γ – температурный коэффициент скорости, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость при нагревании на 10°С.
Скорость большинства химических реакций с нагреванием возрастает. Например, синтез воды из простых веществ при 20°С осуществить практически невозможно, при 500°С эта реакция протекает за 50 минут, а при 700°С процесс осуществляется практически мгновенно. Нагревание вызывает значительное ускорение химических превращений, так как для перераспределения электронной плотности столкнувшихся частиц, необходимы затраты времени и энергии. Реакционноспособную систему можно охарактеризовать тремя последовательно совершающимися состояниями:
[начальное]→[переходное]→[конечное].
Переходное состояние системы отвечает образованию активированного комплекса, в котором происходит перераспределение электронной плотности между атомами. Активированный комплекс существует очень короткое время. В результате его распада образуются новые молекулы.
Образование активированного комплекса требует затраты энергии. Реагируют только те молекулы, энергия которых для этого достаточна. Такие молекулы называют активными. Необходимую для перехода веществ в состояние активированного комплекса энергию называют энергией активации (Еа).
Кроме энергии активации важным условием осуществления химической реакции является ориентация молекул в момент их столкновения. Вероятность надлежащей ориентации при столкновении характеризуют с помощью энтропии активации (ΔSа).
Таким образом, скорость реакции зависит от температуры, энергии активации и энтропии активации.
Правило Вант-Гоффа применяется в ограниченном интервале температур, поэтому удобнее пользоваться уравнением Аррениуса, которое описывает температурную зависимость константы скорости:
κ(t) = A∙e-E/(Rt), t – температура; R – универсальная газовая постоянная; А – постоянная, которая не зависит от температуры, а определяется только видом реакции; Е – энергия активации; е – основание натуральных логарифмов.
Для ускорения химической реакции используют катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции за счет участия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой состав. Увеличение скорости катализируемой реакции связано с меньшей энергией активации нового пути реакции. В зависимости от агрегатного состояния катализатора и реагирующих веществ различают катализ гомогенный и гетерогенный.
Ускорение химической реакции одним из её продуктов называют автокатализом. Например, гидролиз этилацетата в водном растворе:
CH3COOC2H5 + H2O = CH3COOH + C2H5OH.
Продукт реакции – уксусная кислота CH3COOH и ион Н+, образующийся при её электролитической диссоциации, ускоряют реакцию.
Другим примером автокатализа служит окислительно-восстановительная реакция стандартизации перманганата калия по щавелевой кислоте (см. лаб. раб. 9):
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O, где катализатором является ион Mn2+, образующийся в растворе.
Скорость автокаталитической реакции вначале возрастает вследствие увеличения количества продукта, являющегося катализатором, а затем падает в результате уменьшения концентрации исходных веществ. Автокаталитический характер имеют процессы образования новой фазы, протекающие на границе раздела фаз.
Большинство химических реакций обратимо, т.е. протекают одновременно в противоположных направлениях. Например, в реакции образования воды из простых веществ:
2H2 (г.) + O2 (г.) ⇌ 2H2O (г.); ΔН<0, ΔS<0
протекание реакции в прямом направлении сопровождается выделением теплоты (ΔН<0). Энтропия системы при этом уменьшается (ΔS<0)
. Движущей силой этого процесса является энтальпийный фактор. Протекание данной реакции в обратном направлении сопровождается поглощением теплоты (ΔН>0); энтропия системы возрастает (ΔS>0). Движущей силой этого процесса является энтропийный фактор. Вначале действие энтальпийного фактора преобладает над действием энтропийного фактора. Но в определенный момент наступает равновесие (ΔG = 0). При химическом равновесии число образующихся в единицу времени частиц при прямой реакции равно числу частиц, вступивших во взаимодействие при обратной реакции. Химическое равновесие – динамический процесс. В состоянии химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. После наступления равновесия концентрация веществ (продуктов и исходных) при данных условиях остаются неизменными. Эти концентрации называют равновесными.
О степени протекания процесса можно судить на основании закона действующих масс, которому подчиняется система в состоянии равновесия: частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ является величиной постоянной (Гульдберг и Вааге, 1864-1867). Эту величину называют константой равновесия (К). Для реакции, записываемой в общем виде:
aA + bB ⇌ dD + cC
в состоянии равновесия выполняется соотношение
K = [D]d[C]c / [A]a[B]b, где [D], [C], [A], [B] – равновесные концентрации реагентов.
Например,
H2 (г.) + I2 (г.) ⇌ 2HI(г.); K = [HI]2 / [H2][I2]
Константа химического равновесия зависит от природы реагентов и температуры. Она связана с изменением стандартной энергии Гиббса химической реакции уравнением:
ΔG = -RTln K.
Константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Для эндотермических процессов повышение температуры отвечает увеличению константы равновесия, для экзотермических – ее уменьшению.
Состояние равновесия сохраняется при данных условиях, если на систему не оказывается внешнее воздействие, например изменение концентрации, давления, температуры. Влияние, оказываемое на систему можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье (принцип подвижного равновесия): если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого равновесия.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
Разложение тиосульфата натрия Na2S2O3 в растворе серной кислоты выражается уравнением реакции:
Na2S2O3 + H2SO4 Na2SO4 + H2O + SO2 + S
Реакция протекает по следующим стадиям:
S2O32- + 2H+ H2S2O3 (очень быстро)
H2S2O3 H2SO3 + S (медленно)
H2SO3 H2O + SO2 (быстро)
Вторая (медленная) стадия является определяющей для скорости данной реакции.
Выполнение работы
1. В три химических стакана налить с помощью бюретки 0,1М раствора Na2S2O3 и с помощью цилиндра добавить дистиллированную воду в объемах, указанных в таблице.
Таблица 1
| № | V(Na2S2O3) | V(H2O) | с(Na2S2O3) | Время с | Скорость 1/ |
| 1 | 10 мл | 20 мл | | | |
| 2 | 20 мл | 10 мл | | | |
| 3 | 30 мл | 0 мл | | | |
2. Налить в мерный цилиндр 20 мл 1М раствора H2SO4. Отмеренное количество кислоты вылить в первый стакан с раствором тиосульфата натрия и одновременно включите секундомер. Перемешать раствор стеклянной палочкой. Определить время реакции в секундах как время, прошедшее до появления первых видимых следов серы – помутнения раствора или полной потере прозрачности раствора. Повторить опыт с другими стаканами тиосульфата.
3. Вычислить молярные концентрации тиосульфата натрия в каждом из трех стаканов после добавления серной кислоты. Вычислить относительные скорости реакций как v = 1/. Результаты записать в таблицу. Построить график зависимости скорости разложения тиосульфата натрия от его концентрации. На оси абсцисс отложить молярные концентрации тиосульфата, а на оси ординат – относительные скорости реакции. Сделать вывод о характере зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия. Каков порядок данной реакции по тиосульфату натрия?
