Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Химическая кинетика и химическое равновесие





Цель:

решение экспериментальных задач, связанных с определением зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора и расчет условий химического равновесия в системах с обратимыми химическими реакциями.

Теоретические вопросы

1. Скорость гомо- и гетерогенной реакции.

2. Закон действия масс для скорости в гомогенной системе.

3. Константа скорости. Ее физический смысл.

4. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.

5. Понятие катализа.

6. Обратимые и необратимые химические реакции.

7. Химическое равновесие. Константа равновесия. Ее физический смысл.

8. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Химическая кинетика изучает протекание химических процессов во времени.

Скорость химической реакции n – это количество вещества Dn, реагирующего или образующегося в реакции в единицу времени Dt в единице объема реакционного пространства n

Гомогенная реакция – протекает во всем объеме, реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одной фазе.

Количество вещества в единице объема Dn/V – это молярная концентрация С.

Тогда средняя скорость гомогенной реакции:

Единица измерения скорости гомогенной реакции моль•л-1•с-1.

Гетерогенная реакция – реакция протекает на границе раздела фаз, реагирующие вещества и (или) продукты реакции находятся в разных фазах.

Для гетерогенной реакции скорость зависит от площади поверхности соприкосновения реагентов – площади раздела фаз S.

Средняя скорость гетерогенной реакции

Единица измерения скорости гетерогенной реакции - моль•м-2•с-1.

Мгновенная скорость реакции – изменение концентрации в конкретный момент, т.е. за бесконечно малый отрезок времени dt



Скорость химической реакции всегда положительна. Знак плюс «+» или «–» указывает положительным или отрицательным является изменение количества вещества Δn, то есть образуется или расходуется вещество в ходе реакции.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, наличие катализатора.

Закон действующих масс: Скорость гомогенной реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

аА + bВ → сС + dD v= k[А]а [В]в , где k – константа скорости.

Скорость возрастает в большей степени при увеличении концентрации того из веществ, стехиометрический коэффициент которого в уравнении реакции больше.

Скорость реакции увеличивается с повышением температуры, поскольку увеличивается скорость молекул и, следовательно, число активных соударений, приводящих к взаимодействию. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: v2 = v1∙γ(t2- t1)/10, где

v1 – скорость реакции при начальной температуре t1;

v2 – скорость реакции при температуре t2

γ – температурный коэффициент, его значение составляет 2 ÷ 4.

 

Скорость реакции возрастает при катализе – применении катализатора – вещества, ускоряющего реакцию, но не вступающего во взаимодействие. Катализатор не смещает химическое равновесие, а приводит к более быстрому его достижению, в равной степени ускоряя прямую и обратную реакции. Количество катализатора значительно меньше, чем реагентов. Различают катализ гомогенный (катализатор вещества находятся в одной фазе) и гетерогенный (в разных фазах).

Обратимые реакции – химические реакции, протекающие одновременно в прямом (®) и обратном () направлениях.

Химическое равновесие – состояние системы, в котором равны скорости прямой и обратной реакций, концентрации реагентов и продуктов реакции постоянны.

Константа равновесия – равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагентов в степени стехиометрических коэффициентов в уравнении и показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции.

aA + bB « сС + dD,

или для газов , где Р- парциальное давление.

Константа равновесия зависит от температуры, природы реагирующих веществ, не зависит от их концентрации. При Кс>>1 реакция дает большой выход продуктов реакции, при Kc<<1 выход продуктов мал, преобладают исходные реагенты.

Изменение хотя бы одного из параметров системы приводит к нарушению равновесия, изменению концентраций и установлению нового равновесия с другими равновесными значениями, т.е. смещению равновесия.

Правило Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие системы сместится в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.

В опытах 1 и 2 мы будем изучать зависимость скорости разложения тиосульфата натрия разных концентраций и от температуры под действием кислоты H2SO4 в гомогенной стадии реакции

Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + S + H2O + SO2.

При взаимодействии Na2S2O3 и H2SO4 моментально образуется неустойчивая тиосерная кислота H2S2O3, которая в момент получения самопроизвольно разлагается с образованием сернистого газа SO2 и свободной серы S.

Скорость всего процесса определяется скоростью этой самой медленной стадии: H2S2O3 → H2SO3 + S

Образующаяся сера плохо растворима в воде, поэтому процесс может быть разделен на две стадии:

гомогенную – сера находится в растворе, концентрация серы меньше насыщенной и

гетерогенную – сера выпадает в осадок, насыщенная концентрация превышена.

В момент достижения насыщенной концентрации серы (критическая точка смешения) в растворе появляется опалесценция – резкое усиление рассеяния света (прозрачный раствор начинает мутнеть).

Скорость гомогенной стадии реакции v=Cм/Δτ, где

Δτ –время реакции от добавления 1 капли H2SO4 до появления опалесценции.

Cм – молярная концентрация Na2S2O3.

В опыте 3 мы будем изучать влияние катализатора – сульфата меди CuSO4 – на скорость восстановления роданида железа(III) Fe(SCN)3 до роданида железа(II) Fe(SCN)2 под действием тиосульфата натрия Na2S2O3.

2Fe(SCN)3 + 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2Fe(SCN)2 + 2NaSCN

Из всех веществ, принимающих участие в этой реакции, имеет окраску только Fe(SCN)3.,В растворе он окрашен в кроваво-красный цвет. Исчезновение окраски раствора свидетельствует об окончании реакции.

Роданид железа получим непосредственно перед опытом по реакции

FeCl3 + 3KSCN → Fe(SCN)3 + 3KCl

В опыте 4 мы будем изучать смещение химического равновесия при изменении концентрации на примере обратимой реакции:

FeCl3 + 3KSCN → Fe(SCN)3 + 3KCl

Изменение концентрации роданида железа(III) Fe(SCN)3, имеющего красный цвет, приводит к изменению интенсивности окраски реакционной массы и позволяет судить в каком направлении смещается равновесие.

Практическое задание:

1. Написать выражение скорости реакции для реакций:

2NO(г) + Cl2 (г) → 2NOCl(г)

CaCO3(к) → CaO(к) + CO2(г)

2. Как изменится скорость реакции 2NO(г) + O2(г) → 2NO2(г),

если уменьшить объем реакционного сосуда в 5 раз ?

3. Определить исходные концентрации хлора и водорода, если равновесие в системе H2(г) + Cl2(г)→ 2HCl (г) установилось при [H2]=0,025моль/л, [HCl]=0,09моль/л.

Как влияет на равновесие реакций: повышение давления и температуры?

2 H2(г) + O2(г) → 2H2O(г) , Q>0

C(к) + CO2(г) → 2CO(г), Q<0

4. Как повлияет понижение температуры на состояние химического равновесия в системе(не нарушится; сместится влево или в вправо)?: 2NO+O2→2NO2, ∆H<0.

5. Сместится ли равновесие при увеличении давления и в каком направлении (в сторону прямой или обратной реакции) в системе: 4Fe(к)+3O2(г)→2Fe2O3(к).









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.