Логопедический портал / Развитие речи / Кинетика химическое равновесие. Реферат: Химическая кинетика и равновесие. Химическая кинетика. Химическое равновесие

Кинетика химическое равновесие. Реферат: Химическая кинетика и равновесие. Химическая кинетика. Химическое равновесие

04.05.2024

Химическая кинетика

Скорость химической реакции – это изменение количества вещества Dn вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице реакционного пространства.

Для гомогенной реакции, протекающей во всем объеме V системы, единицей реакционного пространства является единица объема. Тогда средняя скорость реакции по данному веществу за промежуток времени Dt выразиться формулой

v ср. = , (2.3.1)

где DС – изменение молярной концентрации вещества за промежуток времени, моль/л .

Знак «+» используется, если за скоростью реакции следят по увеличению концентрации продуктов реакции, а знак «-» – если о скорости судят по убыли концентрации исходных веществ.

Только при линейной зависимости концентрации вещества от времени истинная скорость реакции (скорость в данный момент времени) постоянна и равна средней скорости. При нелинейной зависимости истинная скорость реакции изменяется со временем. Поэтому средняя скорость за некоторый промежуток времени является грубым приближением истинной.

Чтобы определить скорость реакции в данный момент времени t , необходимо взять бесконечно малый интервал времени dt , иными словами, истинная скорость реакции определяется первой производной количества вещества по времени:

v = (2.3.2)

Для гетерогенной реакции, протекающей на границе раздела между веществами, единицей реакционного пространства является единица площади S поверхности раздела фаз. Выражения для средней и истинной скорости реакции по данному веществу имеют следующий вид:

v ср. = ; (2.3.3)

v= . (2.3.4)

Скорость химической реакции зависит от многих факторов. Рассмотрим влияние некоторых из них.

Прежде всего, скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс . Этот закон формулируется для простых реакций, то есть реакций, протекающих в одну стадию, или для отдельных элементарных стадий сложных химических реакций: скорость реакции при заданной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для простой реакции вида

аА + вВ→продукты реакции

этот закон выражается уравнением

v = k(C A) a ×(C B) b (2.3.5)

Это выражение называются кинетическими уравнениями. Коэффициент пропорциональности k называется константой скорости реакции, его величина зависит от природы веществ, температуры, присутствия катализатора, но не зависит от концентрации.

В большинстве случаев химическая реакция представляет собой сложный многостадийный процесс, и уравнение реакции отражает материальный баланс, а не действительный ход процесса. Поэтому закон действующих масс не может быть применен ко всему процессу в целом. Иногда зависимость скорости реакции от концентрации веществ вообще не может быть описана степенной функцией вида (2.3.5).

Для характеристики кинетики экспериментально изучаемых реакций вводят понятие порядка реакции. Порядок реакции по данному веществу (частный порядок) – это число, равное показателю степени, в которой концентрация этого вещества входит в кинетическое уравнение реакции. Частный порядок определяется экспериментально. Он может принимать целые, дробные, отрицательные значения, быть равным нулю. В общем случае частный порядок не равен соответствующему стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции, хотя иногда, по случайному совпадению, оказывается таким, каким его следовало бы ожидать на основании стехиометрии реакции.

В кинетике гетерогенных реакций существуют определенные особенности.

В кинетические уравнения таких реакций не входят концентрации конденсированной фазы, поскольку реакция идет на поверхности раздела фаз, и концентрация конденсированной фазы остается постоянной.

Гетерогенные реакции всегда представляют собой сложные процессы. Они включают не только стадии собственно химической реакции на поверхности, но и диффузионные стадии: подвод реагирующего вещества к поверхности, отвод от поверхности продуктов взаимодействия. Если скорость диффузии меньше скорости химической реакции, то именно диффузионные стадии будут определять скорость процесса. Скорость таких реакций возрастает при перемешивании.

Удельная скорость собственно химического взаимодействия, отнесенная к единице поверхности, от площади поверхности не зависит. Однако если необходимо ускорить гетерогенный процесс в целом, прибегают к измельчению реагирующих веществ. Это приводит к увеличению поверхности контакта, уменьшению протяженности диффузионных путей.

Скорость большинства химических реакций возрастает при повышении температуры. Для реакций, протекающих со средними скоростями, в не очень больших интервалах температур выполняется приближенное эмпирическое правило Вант-Гоффа : при повышении температуры на 10 0 скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза.

Математически это можно записать так:

v 2 = v 1 × , (2.3.6)

где v 1 и v 2 – скорости реакции при начальной Т 1 и конечной Т 2 температурах соответственно;

g – температурный коэффициент скорости реакции.

Температурный коэффициент скорости показывает во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10 0 .

Более точно влияние температуры на скорость химической реакции выражается уравнением Аррениуса для константы скорости простой реакции или элементарной стадии сложного процесса:

, (2.3.7)

где А – предэкспоненциальный множитель;

R – газовая постоянная;

Т – абсолютная температура;

e – основание натурального логарифма;

Е а – энергия активации.

Уравнение Аррениуса применимо также ко многим (но не всем) сложным реакциям. В этих случаях энергию активации называют кажущейся.

В ходе реакции система проходит через переходное состояние (активированный комплекс). Активированный комплекс имеет более высокую энергию, чем исходные вещества и продукты реакции. Энергия активации представляет собой энергию, необходимую для образования активированного комплекса.

Одним из методов влияния на скорость реакции является катализ, который осуществляется при помощи катализаторов – веществ, изменяющих скорость химической реакции вследствие многократного участия в промежуточном химическом взаимодействии с реагентами, но после каждого цикла промежуточного взаимодействия восстанавливающих свой химический состав. Катализатор в конечные продукты реакции не входит. Как правило, вводится в небольших количествах по сравнению с исходными веществами.

Катализатор открывает новые пути процесса через переходные состояния с его участием, причем эти пути характеризуются меньшей энергией активации, чем некаталитическая реакция. Это приводит к увеличению скорости процесса.

Снижение энергии активации является определяющей, но не единственной причиной увеличения скорости реакции в присутствии катализатора. Катализатор может вызывать увеличение предэкспоненциального множителя в уравнении Аррениуса. По теории активированного комплекса предэкспоненциальный множитель зависит от энтропии образования переходного состояния, которая может увеличиваться в присутствии катализатора.

Катализатор не изменяет теплового эффекта реакции.

Различают положительный катализ, приводящий к ускорению реакции, и отрицательный, уменьшающий скорость реакции. В последнем случае, в силу избирательности (селективности), катализатор ускоряет ранее наиболее медленные стадии сложного процесса, тем самым исключая один из возможных без него путей процесса. В результате реакция замедляется или практически полностью подавляется.

Замедлять химические реакции могут также вещества, называемые ингибиторами, но механизм их действия несколько иной.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ. При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют одну фазу, между ними отсутствует поверхность раздела. При гетерогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах, реакция идет на поверхности катализатора.

Химическое равновесие

Химические реакции бывают обратимые и необратимые. Необратимые протекают только в одном направлении, в сторону образования продуктов реакции до полного расходования исходных веществ. Обратимые реакции одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях. Такие реакции не доходят до конца ни в одном из направлений, ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью.

Состояние системы, характеризующееся одновременным протеканием с одинаковыми скоростями двух противоположно направленных химических процессов, называется химическим равновесием. В состоянии равновесия концентрации всех веществ остаются неизменными.

Признаки химического равновесия:

Состояние системы неизменно во времени при отсутствии внешних воздействий;

Состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий, сколь бы малы они ни были; через некоторое время в такой системе вновь устанавливается равновесие, но уже при другом соотношении равновесных концентраций всех веществ;

Состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию (со стороны прямой или обратной реакции);

При снятии внешнего воздействия система вновь возвращается в исходное состояние.

В изобарно-изотермических условиях (P; T=const ) при равновесии изменение энергии Гиббса системы равно нулю (DG =0).

Рассмотрим условную обратимую реакцию

aA+bB ⇄ cC+dD .

Закондействующих масс для нее запишется в виде:

, (2.3.8)

где К – константа равновесия;

[A], [B ], [C ], [D ] – равновесные концентрации веществ;

a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Константа равновесия зависит от температуры и природы веществ, но не зависит от их концентраций Чем больше величина константы равновесия, тем в большей степени равновесие смещено в сторону образования продуктов реакции. Таким образом, константа равновесия характеризует глубину протекания процесса к моменту равновесия.

Для реакций с участием газов константу равновесия (К р )можно выразить и через парциальные давления газообразных веществ. Если газы не сильно отличаются по свойствам от идеальных, то между константой, выраженной через парциальные давления (К р ), и константой, выраженной через концентрации (К с ), существует связь:

K p =K c ×(RT) D n , (2.3.9)

где Dn – изменение числа моль газообразных веществ в ходе реакции в соответствии с ее стехиометрией.

Константа равновесия при температуре Т связана с изменением стандартной энергии Гиббса реакции DG 0 при той же температуре соотношением

DG 0 = - RT×lnK . (2.3.10)

В гетерогенных реакциях концентрация конденсированной фазы практически постоянна, она в неявной форме входит в константу равновесия. В выражение для константы равновесия концентрации конденсированной фазы не включаются.

При изменении внешних условий равновесие смещается потому, что эти изменения по-разному влияют на скорости прямой и обратной реакций. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой становится больше.

На равновесие влияет изменение температуры, концентрации веществ, давления в системе (если реакция идет с изменением числа моль газообразных веществ). Введение катализатора не смещает равновесие, так как он в равной мере изменяет скорость как прямой, так и обратной реакции. Катализатор лишь сокращает время достижения системой состояния равновесия.

В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабляет это воздействие.

Пример 1

Во сколько раз возрастет скорость реакций:

а) C + 2 H 2 = CH 4

б) 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl

при увеличении давления в системе в три раза?

Решение

Увеличение давления в системе в три раза эквивалентно увеличению концентрации каждого из газообразных компонентов в три раза.

В соответствии с законом действующих масс запишем кинетические уравнения для каждой реакции.

а) Углерод представляет собой твердую фазу, а водород газовую. Скорость гетерогенной реакции не зависит от концентрации твердой фазы, поэтому она не входит в кинетическое уравнение. Скорость первой реакции описывается уравнением

Пусть начальная концентрация водорода равнялась х , тогда v 1 = kх 2 . После увеличения давления в три раза концентрация водорода стала 3х , а скорость реакции v 2 = k(3х) 2 = 9kх 2 . Далее найдем отношение скоростей:

v 1:v 2 = 9kx 2:kx 2 = 9 .

Итак, скорость реакции возрастет в 9 раз.

б) Кинетическое уравнение второй реакции, которая является гомогенной, запишется в виде . Пусть начальная концентрация NO равна х , а начальная концентрация Сl 2 равна у , тогда v 1 = kx 2 y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 y;

v 2 :v 1 = 27.

Скорость реакции возрастет в 27 раз.

Пример 2

Температурный коэффициент скорости реакции g равен 2,8. На сколько градусов была повышена температура, если время протекания реакции сократилось в 124 раза?

Решение

В соответствии с правилом Вант-Гоффа v 1 = v 2 × . Время реакции t есть величина, обратно пропорциональная скорости, тогда v 2 /v 1 = t 1 /t 2 = 124.

t 1 /t 2 = = 124

Прологарифмируем последнее выражение:

lg( ) = lg 124;

DТ/ 10×lgg= lg 124;

DT = 10×lg124 / lg2,8 » 47 0 .

Температура была повышена на 47 0 .

Пример 3

При повышении температуры с 10 0 С до 40 0 С скорость реакции возросла в 8 раз. Чему равна величина энергии активации реакции?

Решение

Отношение скоростей реакции при различных температурах равно отношению констант скорости при тех же температурах и равно 8. В соответствии с уравнением Аррениуса

k 2 / k 1 = A× / A = 8

Так как предэкспоненциальный множитель и энергия активации практически не зависят от температуры, то

Пример 4

При температуре 973 К константа равновесия реакции

NiO+H 2 = Ni+H 2 O (г)

Решение

Считаем, что начальная концентрация паров воды равнялась нулю. Выражение для константы равновесия данной гетерогенной реакции имеет следующий вид: .

Пусть к моменту равновесия концентрация паров воды стала равна х моль/л. Тогда в соответствии со стехиометрией реакции, концентрация водорода уменьшилась на х моль/л и стала равной (3 – х) моль/л.

Подставим равновесные концентрации в выражение для константы равновесия и найдем х :

К = х / (3 – х); х / (3 – х)=0,32; х=0,73 моль/л.

Итак, равновесная концентрация паров воды равняется 0,73 моль/л, равновесная концентрация водорода равняется 3 – 0,73 = 2,27 моль/л.

Пример 5

Как повлияет на равновесие реакции 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3 ; DH= -172,38 кДж :

1) увеличение концентрации SO 2 , 2) повышение давления в системе,
3) охлаждение системы, 4) введение в систему катализатора?

Решение

В соответствии с принципом Ле Шателье, при увеличении концентрации SO 2 равновесие сместится в сторону процесса, приводящего к расходованию SO 2 , то есть в сторону прямой реакции образования SO 3 .

Реакция идет с изменением числа моль газообразных веществ, поэтому изменение давления приведет к смещению равновесия. При повышении давления равновесие сместится в сторону процесса, противодействующего данному изменению, то есть идущего с уменьшением числа моль газообразных веществ, а, следовательно, и с уменьшением давления. В соответствии с уравнением реакции, число моль газообразных исходных веществ равно трем, а число моль продуктов прямой реакции равно двум. Поэтому при повышении давления равновесие сместится в сторону прямой реакции образования SO 3 .

Так как DН< 0, то прямая реакция идет с выделением тепла (экзотермическая реакция). Обратная реакция будет протекать с поглощением тепла (эндотермическая реакция). В соответствии с принципом Ле Шателье, охлаждение вызовет смещение равновесия в сторону реакции, идущей с выделением тепла, то есть в сторону прямой реакции.

Введение в систему катализатора не вызывает смещения химического равновесия.

Пример 6

Вычислить константу равновесия реакции FeO (к) +H 2(г) ⇄Fe (к) +H 2 O (г) при 25 0 С. В какую сторону смещено равновесие? Определить температуру установления равновесия, если все вещества находятся в стандартных состояниях, а зависимостью DH 0 и DS 0 от температуры можно пренебречь.

Решение

Константа равновесия связана с изменением стандартной энергии Гиббса реакции уравнением , следовательно, .

Воспользовавшись справочными значениями стандартных энергий Гиббса образования веществ, найдем DG 0 р-ции :

DG 0 р-ции =DG 0 (H 2 O (г))+DG 0 (Fe (к))-DG 0 (FeO (к))-DG 0 (H 2(г))= -228,61 кДж/моль + + 0 – (-244,3 кДж/моль) – 0 = 15,59 кДж = 15,59 × 10 3 Дж

К= =0,0018

Константа равновесия меньше единицы, следовательно, равновесие при 25 0 С (298 К ) смещено в сторону обратной реакции.

В состоянии равновесия DG 0 = 0. Так как DG 0 = DН 0 - TDS 0 , то равновесие установится при температуре T=DН 0 / DS 0 .

Воспользовавшись справочными значениями стандартных энтальпий образования веществ и стандартных энтропий, вычислим DН 0 р-ции и DS 0 р-ции .

DН 0 р-ции =DН 0 (Н 2 О (г))+DН 0 (Fe (к))- DН 0 (FeO (к)) -DН 0 (Н 2(г))= -241,82 кДж/моль+ + 0 – (- 263,7 кДж/моль) – 0 = 21,88 кДж.

DS 0 р-ции =S 0 (Н 2 О (г)) + S 0 (Fe (к)) - S 0 (FeO (к)) - S 0 (Н 2(г)) =

=0,1887 кДж/моль× К + 0,02715 кДж/моль× К – 0,05879 кДж/моль× К –

- 0,13058 кДж/моль× К = 0,02648 кДж/К.

Найдем значение температуры, при которой установится равновесие:

Т = 21,88 кДж : 0,02648 кДж/К = 826 К .

Похожая информация.

Химическая кинетика и равновесие

Цель работы : изучение влияние температуры на скорость реакции, концентрации на сдвиг химического равновесия.

Теоретическое обоснование:

Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

Если за промежуток времени?ф = ф 2 ф 1 концентрация одного из веществ, участвующих в реакции, уменьшается на?С = С 2 С 1 , то средняя скорость химической реакции за указанный промежуток времени равна

Величина V выражает скорость химического процесса на некотором отрезке времени. Поэтому чем меньше?ф, тем средняя скорость будет ближе к истинной.

Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:

1) природы и концентрации реагирующих веществ;

2) температуры реакционной системы;

3) наличия катализатора;

4) давления,

5) величины поверхности раздела фаз и скорости перемешивания системы (для гетерогенных реакций);

6) типа растворителя.

Влияние концентрации реагентов. Скорость реакции пропорциональна числу соударений молекул реагирующих веществ. Число соударений, в свою очередь, тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ.

Общую формулировку влияния концентрации на скорость химической реакции даёт закон действия масс (1867 г., Гульдберг, Вааге, Бекетов).

При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их уравнительных (стехиометрических) коэффициентов.

Для реакции аА + вВ = сС V = K[A] а [B] в,

где К - коэффициент пропорциональности или константа скорости;

Если [А] = 1 моль/л, [В] =1 моль/л, то V = K, отсюда физический смысл

константы скорости К: константа скорости равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице.

Влияние температуры на скорость реакции. С ростом температуры увеличивается частота столкновения реагирующих молекул, а следовательно, увеличивается скорость реакции.

Количественно влияние температуры на скорость гомогенных реакций может быть выражено правилом Вант-Гоффа.

В соответствии с правилом Вант-Гоффа при повышении (понижении) температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается (уменьшается) в 2-4 раза:

где V(t 2 ) и V(t 1 ) - скорости химической реакции при соответствующих температурах; ф(t 2 ) и ф(t 1 ) - продолжительность химической реакции при соответствующих температурах; г - температурный коэффициент Вант-Гоффа, который может принимать числовое значение в интервале 2-4.

Энергия активации. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции (выражается в кДж/моль). Одним из способов активации является увеличение температуры: при повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:

где К - константа скорости химической реакции; E а - энергия активации;

R - универсальная газовая постоянная; А - постоянная; exp - основание натуральных логарифмов.

Величина энергии активизации может быть определена, если известны два значения константы скорости К 1 и К 2 при температуре соответственно Т 1 и Т 2 , по следующей формуле:

Химическое равновесие.

Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до конца - до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. протекают только в одном направлении. Обратимые реакции протекают не до конца. При обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется до конца. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Химическое равновесие - это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Для обратимой реакции

m A + n B ? p C + q D

константа химического равновесия равна

В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно некоторой постоянной величине, называемой константой химического равновесия.

Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия в системе и переход ее в новое равновесное состояние.

Подобный переход реакционной системы из одного состояния к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия.

Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие.

Повышение концентрации одного из исходных реагентов сдвигает равновесие вправо (усиливается прямая реакция); повышение концентрации продуктов реакция смещает равновесие влево (усиливается обратная реакция).

Если реакция протекает с увеличением числа молекул газа (т.е. в правой части уравнения реакции суммарное число молекул газов больше, чем число молекул газообразных веществ в левой части), то повышение давления препятствует реакции, а уменьшение давления - благоприятствует реакции.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении - в направлении экзотермической реакции.

Катализатор изменяет в одинаковое число раз как скорость прямой, так и обратной реакции. Поэтому катализатор не вызывает сдвиг равновесия, а лишь сокращает или увеличивает время, необходимое для достижения равновесия.

Опыт №1 Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации исходных реагентов.

ь Приборы, оборудование: пробирки, секундомер, растворы тиосульфата натрия (III), разб. серной кислоты (1М), вода.

ь Методика проведения: Эту зависимость можно изучить на классическом примере гомогенной реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой, протекающей по уравнению

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Sv + SO 2 ^ + H 2 O.

Сера в первый момент образует с водой коллоидный раствор (едва уловимое помутнение). Необходимо измерить по секундомеру время от момента сливания до появления едва заметной мути. Зная время протекания реакции (в секундах), можно определить относительную скорость реакции, т.е. величину, обратную времени:

химический гомогенный кинетика

Для опыта следует приготовить три сухие чистые пробирки, пронумеровать их. В первую внести 4 капли раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды; во вторую - 8 капель тиосульфата натрия и 4 капли воды; в третью - 12 капель тиосульфата натрия. Пробирки встряхнуть.

Если условно обозначить молярную концентрацию тиосульфата натрия в пробирке 1 через «с», то соответственно в пробирке 2 будет 2 с моль, в пробирке 3 - 3 с моль.

В пробирку 1 внести одну каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер: встряхивая пробирку, следить за появлением мути в пробирке, держа ее на уровне глаз. При появлении малейшей мути остановить секундомер, отметить время реакции и записать в таблицу.

Проделать аналогичные опыты со второй и третьей пробирками. Данные опыта внести в лабораторный журнал в виде таблицы.

ь Вывод: с повышением концентрации тиосульфата натрия скорость данной реакции возрастает. Графиком зависимости является прямая линия, проходящая через начало координат.

Опыт №2. Изучение зависимости скорости гомогенной реакции от температуры.

ь Приборы и оборудование: пробирки, секундомер, термометр, растворы тиосульфата натрия (III), серной кислоты (1М)

ь Методика проведения:

Приготовить три чистые сухие пробирки, пронумеровать их. В каждую из них внести по 10 капель раствора тиосульфата натрия. Пробирку №1 поместить в стаканчик с водой при комнатной температуре и через 1…2 минуты отметить температуру. Затем в пробирку добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер и остановить его при появлении слабой, едва заметной мути. Отметить время в секундах от момента добавления кислоты в пробирку до появления мути. Записать результат в таблицу.

Затем повысить температуру воды в стакане точно на 10 0 либо нагреванием на плитке, либо смешиванием с горячей водой. Поместить в эту воду пробирку №2, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, включив одновременно секундомер, встряхивать пробирку с содержимым в стаканчике с водой до появления мути. При появлении едва заметной мути выключить секундомер и внести показания секундомера в таблицу. Аналогичный опыт провести с третьей пробиркой. Температуру в стакане предварительно повысить ещё на 10 0 , поместить в неё пробирку №3, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включив секундомер и встряхивая пробирку.

Результаты опытов выразить графиком, откладывая по оси ординат скорость, а по оси абсцисс - температуру.

Определить температурный коэффициент реакции г

ь Вывод: в ходе опыта был рассчитан средний температурный коэффициент, который оказался равным 1,55. В идеале он составляет

2-4. Отклонение от идеала можно объяснить погрешностью измерения времени помутнения раствора. График зависимости скорости реакции от температуры имеет вид ветви параболы, которая не проходит через 0. С повышением температуры скорость реакции увеличивается

Опыт №3 Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.

ь Приборы и оборудование: пробирки, хлорид калия (крист.), растворы хлорида железа (III), роданид калия (насыщ.), дистиллированная вода, цилиндр

ь Методика проведения:

Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа и роданидом калия:

FeCl 3 + 3 KCNS Д Fe(CNS) 3 + 3 KCl.

красного цвета

Образующийся роданид железа имеет красный цвет, интенсивность которого зависит от концентрации. По изменению окраски раствора можно судить о смещении химического равновесия в зависимости от увеличения или уменьшения содержания роданида железа в реакционной смеси. Составить уравнение константы равновесия данного процесса.

В мерный стаканчик или цилиндр налить 20 мл дистиллированной воды и добавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III) и одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Полученный окрашенный раствор разлить в четыре пробирки поровну. Пробирки пронумеровать.

В первую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III).Во вторую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора роданида калия. В третью пробирку добавить кристаллический хлорид калия и сильно взболтать. Четвёртая пробирка для сравнения.

Исходя из принципа Ле Шателье, объяснить, чем вызвано изменение окраски в каждом отдельном случае.

Результаты опыта записать в таблицу по форме

В первом во втором случае мы повышали концентрацию исходных веществ, поэтому получается более интенсивная окраска. Причем во втором случае окраска темнее, потому что концентрация KSCN изменяется с кубической скоростью. В третьем опыте мы повышали концентрацию конечного вещества, поэтому окраска раствора светлей.

Вывод: при повышении и концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции. При повышении концентрации продуктов равновесие смещается в сторону образования исходных веществ.

Общие выводы: в ходе опытов мы экспериментально установили зависимость скорости реакции от концентрации исходных веществ (чем выше концентрация, тем выше скорость реакции); зависимость скорости реакции от температуры (чем выше температура, тем больше скорость реакции); как концентрация реагирующих веществ влияет на химическое равновесие (при повышении концентрации исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону образования продуктов; при повышении концентрации продуктов хим. равновесие смещается в сторону образования исходных веществ)

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«РОСТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Утверждено на заседании кафедры химии 10.06.2011 г.

Химическая кинетика и равновесие

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

по дисциплине "Химия"

для бакалавров 1-го курса по направлениям: "Строительство", "Стандартизация и метрология", "Товароведение", "Технология художественной обработки материалов", "Техносферная безопасность", "Эксплуатация транспортно-технических машин и комплексов", "Технология транспортных процессов" всех профилей

Ростов-на-Дону

Химическая кинетика и равновесие: – методические указания по дисциплине «Химия» для бакалавров 1-го курса. – Ростов н/Д: Рост. гос. строит. ун-т,

2011. – 12 с.

Дается определение скорости химической реакции и указываются факторы, влияющие на нее (концентрация, температура, природа вещества и катализатор. Приводится формулировка принципа Ле-Шателье и рассматривается его практическое применение к обратимым реакциям.

Предназначены для бакалавров 1-го курса дневной и заочной форм, обучающихся по направлениям "Строительство", "Стандартизация и метрология", "Товароведение", "Технология художественной обработки материалов", "Техносферная безопасность", "Эксплуатация транспортно-технических машин и комплексов", "Технология транспортных процессов" всех профилей дневного и заочного отделений.

Электронная версия находится в библиотеке, ауд. 224.

Составители: канд. хим. наук, доц. М.Н.Мицкая

канд. хим. наук, доц. Е.А.Левинская

Редактор Т.М. Климчук Доп. план 2011 г., поз.107

Подписано в печать 14.07.11. Формат 60х84/16. Бумага писчая. Ризограф. Уч.-изд.л. 0,6. Тираж 100 экз. Заказ 311

____________________________________________________________________

Редакционно-издательский центр Ростовского государственного строительного университета

344022, Ростов-на-Дону, ул. Социалистическая, 162

строительный университет, 2011

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ I

Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий скорость протека-

ния химических реакций и факторы, влияющие на нее. Химические реакции бывают гомогенными и гетерогенными. Если реагирующие вещества находятся в одной фазе – это гомогенная реакция , а если в разных – гетерогенная .

Фаза – это часть системы, отделенная от других частей поверхностью раз-

дела, при переходе через которую свойства системы изменяются скачкообраз-

Примером гомогенной реакции служит взаимодействие растворов AqNO3 и

NaCl. Эта реакция протекает быстро и по всему объему: AqNO3 + NaCl = AqCl + NaNO3 .

Примером гетерогенной реакции является процесс растворения цинка в растворе серной кислоты:

Zn + H2 SO4 = ZnSO4 + H2

Скоростью гомогенной реакции называется изменение концентрации вещества, вступающего в реакцию или образующегося в ходе реакции ∆С в

единицу времени ∆t V гом С ,

(+) – ставится в том случае, если следят за изменением концентрации продук-

тов реакции, которая в ходе реакции увеличивается; (-) – когда следят за изменением концентрации исходных веществ, которая в ходе реакции уменьшается.

Скоростью гетерогенной реакции называется изменение количества ве-

щества, вступающего в реакцию или образующегося в ходе реакции ∆n в еди-

ницу времени ∆t на единице площади ∆S:

V гет n .

Факторы, влияющие на скорость химических реакций

1. Влияние концентрации веществ.

Для протекания химической реакции необходимо соударение реагирую-

щих частиц межу собой. Поэтому при увеличение концентрации веществ воз-

растает вероятность их столкновения, а следовательно, увеличивается скорость химической реакции.

Количественная зависимость скорости реакции от концентрации описыва-

ется законом действия масс: « Скорость прямой реакции прямопропорцио-

нальна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их сте-

хиометрических коэффициентов в уравнении реакции”.

Так, для условной реакции aA + bB = cC + dD скорость прямой реакции V прям k 1 A a B b , а скорость обратной реакции V обрат . k 2 С с D d , где [A], [B], [C]

и [D] – концентрации веществ; a, b, c и d – коэффициенты в уравнении реакции; k1 и k2 – константы скорости реакций.

Константа скорости прямой реакции k1 численно равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице. Она не зависит от концентраций веществ, а зависит от их природы и температуры.

В случае протекания гетерогенных реакций в кинетическом уравнении бу-

дут учитываться концентрации только тех веществ, которые находятся в жид-

ком или газообразном состоянии. Концентрация твердых веществ величина по-

стоянная, и она входит в значение константы скорости.

Так, для реакции S (кр.) + Н2 (г) = Н2 S (г) скорость прямой реакции опреде-

ляется следующим уравнением: V прям . k 1 H 2 .

Пример . Как изменится скорость прямой реакций при увеличении

концентрации оксида серы (IV) в 4 раза?

2SO2 + O2 = 2SO3 ,

V прям . k 1 SO 2 2 О 2 - до изменения концентрации SO2 ;

V прям / k 1 4 SO 2 2 О 2 16 k 1 SO 2 2 О 2 16 V прям . - после изменения концентрации SO2 ;

Следовательно, скорость прямой реакции увеличивается в 16 раз. 2. Природа реагирующих веществ.

Химические реакции протекают, когда происходит, соударение реагирую-

щих частиц. Однако не каждое соударение приводит к образованию нового хи-

мического соединения. Для того, чтобы произошло химическое превращение,

необходимо, чтобы частицы реагирующих веществ обладали энергией, доста-

точной на разрыв старых связей и образования новых. Избыточная энергия, ко-

торой должны обладать молекулы, чтобы при их столкновении образовалось новое соединение, называется энергией активации . Каждой химической реак-

ции соответствует своя энергия активации, ее значение определяется природой реагирующих веществ. Чем меньше ее величина, тем быстрее протекает хими-

ческое превращение, и наоборот. 3. Влияние температуры.

При увеличении температуры энергия молекул увеличивается, т.е. возрас-

тает число молекул, энергия которых равна или превышает энергию активации реакции. Такие молекулы называются активными. Следовательно, с ростом температуры увеличивается скорость химической реакции.

Количественная связь температуры и скорости химической реакции опи-

сывается правилом Вант-Гоффа.

При изменении температуры на каждые десять градусов скорость хими-

ческой реакции изменяется в 2-4 раза.

t 2 t 1

Это правило выражается следующим соотношением: V t 2 V t 1 10 ,

где V t 1 - скорость реакции при начальной температуре t1 ,

V t 2 - скорость реакции при конечной температуре t2 ,

γ – температурный коэффициент реакции. 4. Влияние катализатора.

Катализатор – это вещество, которое влияет на скорость химической ре-

акции, но само при этом не расходуется. Катализаторы, ускоряющие химиче-

ские процессы, называются положительными. В присутствии катализатора ре-

акции протекают по новому пути с меньшей энергией активации, что и приво-

дит к увеличению скорости химической реакции.

Процесс с участием катализатора называются катализом . Катализ может быть гомогенным и гетерогенным.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ I

ОПЫТ 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ

Зависимость скорости реакции от концентрации веществ можно изучить на примере взаимодействия тиосульфата натрия и серной кислоты, которая сопровождается помутнением раствора, вследствие выделения серы.

Na2 S2 O3 + H2 SO4 = Na2 SO4 + SO2 + S + H2 O

Выполнение опыта. Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации методом разбавления, для чего в первую пробирку отмерить 4 мл раствора тиосульфата натрия и 8 мл дистиллированной воды, во вторую - 8 мл тиосульфата натрия и 4 мл дистиллированной воды, в третью - 12 мл раствора тиосульфата натрия.

В одинаковых объемах полученных растворов содержится различное число молей тиосульфата натрия. Если условно обозначить молярную концентрацию

Na2 S2 O3 в первой пробирке С моль, то во второй концентрация будет 2С моль, а в третьей – 3С моль.

Отмерьте мерным цилиндром 1 мл 2н раствора серной кислоты и вылейте в первую пробирку, перемешайте. В момент добавления кислоты к раствору тиосульфата включите секундомер. Запишите время от момента приливания кислоты до появления слабого помутнения раствора. Также поступите с оставшимися растворами тиосульфата.

Данные опыта занесите в таблицу.

V Na2 S2 O3	V Н 2 O	С Na2 S2 O3	V Н2 SO4	V = 1/t

Начертите график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. По оси абсцисс отложите относительные концентрации тио-

сульфата, а по оси ординат – соответствующие им скорости (в условных едини-

цах). Сделайте вывод о зависимости V от концентрации реагирующих веществ.

ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость химической реакции Изучение зависимости скорости химической реакции от температуры про-

ведете при трех различных температурах:

1) при комнатной;

2) на 10 0 С выше комнатной;

3) на 20 0 С выше комнатной.

Выполнение опыта. В три чистые пробирки налейте по 10 мл раствора тиосульфата натрия Na2 S2 O3 , в другие три пробирке - по 1 мл раствора серной кислоты H2 SO4 . Сгруппируйте пробирки в три пары (кислота-тиосульфат).

Поместите первую пару пробирок и термометр в стакан с водой комнатной температуры и через 5 минут, когда температура в пробирках выравняется, за-

пишите показания термометра. Слейте содержимое пробирок в одну пробирку и встряхните ее несколько раз. Запишите время от начала реакции до появления слабого помутнения раствора.

Вторую пару пробирок поместите в стакан с водой и нагрейте воду до тем-

пературы на 100 С выше той, при которой находилась первая пара пробирок и проделайте те же действия, что и в первом случае. Точно также поступите с третьей парой пробирок, повысив температуру воды еще на 100 С. Полученные данные запишите в таблицу.

Температура опыта	Время течения реакции	V = 1/τ
t, 0 С

Сделайте вывод о зависимости скорости химической реакции от темпера-

1. В системе CO + Cl 2 = COCl2 концентрацию СО увеличили от 0,03 до 0,12 моль л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,08 моль л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?

2. Как изменится скорость прямой реакции, если концентрацию оксида углерода (II) уменьшить в 4 раза?

2СO + O2 = 2СO2 .

3. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций при увеличении объема каждой из систем в 3 раза:

а) S(к) + О2 (г) = SO2 (г)

б) 2SO2 + O2 = 2SO3 .?

4. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций при увеличении давления в каждой из этих систем в 3 раза:

а) CH4 (г) +2O2 = CO2 (г) + 2H2 O (пар); б)2 2 = 2 + 2 ?.

5. При 200 0 C некоторая реакция протекает за 20 минут. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2, рассчитать, через

какое время закончится эта реакция, если проводить ее при: а) 230 0 C;

б) 150 0 С?

6. На сколько градусов следует понизить температуру в реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если температурный коэффициент этой реакции равен 3?

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ II

Реакции, протекающие только в одном направлении до тех пор, пока не из-

расходуется одно из реагирующих веществ, называются необратимыми . На-

пример, реакция разложения нитрата аммония является необратимой, т.к. по-

пытки получить нитрат аммония при взаимодействии воды и оксида азота (I) не

привели к положительному результату: NH4 NO3 N2 O + 2H2 O. Реакции,

способные протекать в двух направлениях, называются обратимыми . Обрати-

мых реакций больше, чем необратимых.

Примером обратимой реакции может служить процесс взаимодействия йо-

да с водородом: Н2 + J2 2HJ. По мере протекания прямой реакции расходу-

ются исходные реагирующие вещества и уменьшается скорость прямой реак-

ции, но увеличивается концентрация продукта реакции HJ и, следовательно,

увеличивается скорость обратной реакции. Через некоторый промежуток вре-

мени скорость образования HJ становится равной скорости его разложения, т.е.

наступает химическое равновесие. Химическое равновесие – это динамиче-

ское состояние, при котором происходят непрерывное образование и распад молекул с равными скоростями, т.е. V пр. = V обр.

В общем виде химическая реакция может быть представлена уравнениями:

аА + bB = cC + dD; V пр = k1 [A]a [B]b ; V обр. = k2 [С] с [D]d .

Так как при химическом равновесии V пр. = V обр. , следовательно k1 [A]a [B]b = k2 [С]с [D]d . Для преобразования делим обе части равенства на выражение

[С] с [D]d :	k1 [A]a [B]b		[C]c [D]d	Получаем К р
	k2 [A]a [B]b		[A]a [B]b
					[ A ]a b
Величина Кр как		отношение постоянных величин есть величина постоян-

ная, называемая константой равновесия . Концентрации реагентов при устано-

вившемся равновесии называются равновесными концентрациями .

Например: 2СO + O = 2СO ,								[СО 2 ]2

								[СО ]2 [О ]

Концентрации реагирующих веществ не влияют на константу равновесия,

так как константы скорости реакций, отношением которых она является, не за-

висят от концентрации. Но k1 и k2 зависят от температуры и меняются с измене-

нием температуры по-разному, поэтому Кр зависит от температуры.

При неизменных внешних условиях состояние (положение) равновесия сохраняется сколь угодно долго. При изменении внешних условий положение равновесия изменяется, так как нарушается равенство V пр. = V обр . Через некото-

рое время после изменения условий установится новое равновесие, но при дру-

гих равновесных концентрациях. Переход системы из одного равновесного со-

стояния в другое называется смещением равновесия (сдвигом равновесия).

Закономерное влияние внешних условий (концентраций реагентов, темпе-

ратуры, давления) на положение равновесия обратимых химических реакций было установлено в 1847 году французским ученым Ле-Шателье. Принцип Ле-

Шателье звучит следующим образом: “ Если на систему, находящуюся в равно-

весном состоянии, оказать какое-либо внешние воздействие (изменение тем-

пературы, давления, концентрации), то равновесие в системе сместиться в сторону той реакции, которая сводит это воздействие к минимуму”

1. При увеличении концентрации какого-либо вещества, участвующего в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода данного вещества, а при уменьшении концентрации – в сторону его образования.

Например, в системе 2СO + O2 = 2СO2 при увеличении концентрации кислорода равновесие сместится в сторону его расходования, т.е. вправо, в

сторону образования СО2 .

2. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие смещается

в сторону меньшего числа молекул газа, т.е. в сторону понижения давления, а

при уменьшении давления равновесие сместится в сторону большего числа мо-

лекул газа, т.е. в сторону увеличения давления.

Например, в системе 2СO + O2 = 2СO2 при увеличении давления равно-

весие сместится в сторону меньшего числа молекул газа, т.е. вправо, в

сторону образования СО2 , так как в левой части три молекулы газа, а в ле-

вой всего две.

Но есть равновесные системы, в которых давление не влияет на смещение

равновесия. Например, в системе Н2 + J2 2HJ при изменении давления рав-

новесие смещаться не будет, так как в левой и правой частях находится по две молекулы газа.

3. При увеличении температуры равновесие смещается в направлении эн-

дотермической реакции, а при уменьшении – в направлении экзотермической

Экзотермической реакций называется реакция, идущая с выделением те-

пла (ΔН<0), а реакция, идущая с поглощением тепла называется эндотермиче-

ской (ΔН>0).
Например:	2Н2 + О2 2Н2 О,	Н = -484,9 кДж.

При увеличении температуры в данной системе равновесие сместится вле-

во, в сторону исходных реагирующих веществ, так как обратная реакция явля-

ется эндотермической.

Принцип Ле-Шателье подтверждается и распространяется не только на хи-

мические, но и на различные физико-химические равновесные процессы. Сме-

щение равновесия при изменении условий таких процессов, как кипение, кри-

сталлизация и растворение, происходит в соответствии с данным принципом.

Химическая кинетика - учение о скорости химических приращений. Скорость химической реакции измеряют изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени, т.е. V xp =∆С/∆t, где ∆С - изменение концентрации вещества за промежуток времени ∆t (средняя скорость). Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и действия катализатора. Следует различать реакции, протекающие в гомогенной системе (однофазной) и гетерогенной (состоящей из нескольких фаз). В гомогенной системе реакция идет во всем объеме системы, в гетерогенной - только на поверхности раздела фаз.

Закон действующих масс: скорость реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ. Для реакции

скорость равна

V xp = k[A] 2 ·[В],

где k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости при данной температуре. По своему смыслу k равна скорости химической реакции, когда произведение концентраций реагирующих веществ равно 1. [А], [В] - молярная концентрация реагирующих веществ А и В в моль/л. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе представляет собой постоянную величину и поэтому входит в константу скорости.

Количественная зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа : V 2 = V 1 · γ [Т(2) -Т(1)]/10 , где Т(1) и Т(2) - температура реакции, V 1 и V 2 - скорости реакции при данных температурах, γ - коэффициент, показывающий во сколько раз изменится скорость реакции при изменении температуры на 10°. Для многих химических реакций, которые проводят в лаборатории γ варьирует от 2 до 4. Т.е. скорость реакции возрастает в несколько раз с ростом температуры на 10 градусов.

Большинство химических реакций обратимо, т.е. может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия. Рассмотрим систему аА + bВ = сС + dD. В состоянии равновесия скорость прямой реакции V п p = k п p · [A] a · [B] b равна скорости обратной реакции V об = k об · [C] с · [D] d . Отсюда,

k п p / k об = k рав = [C] с рав ·[D] d рав /[A] a рав ·[B] b рав.

Данная форма записи закона действующих масс применима только для гомогенных систем. Состояние химического равновесия динамическое, т.е. система пребывает в нем, пока не изменятся внешние условия, иначе равновесие смешается в сторону прямой или обратной реакции. Смещение химического равновесия вызывается изменением температуры, концентрации реагирующих веществ и давления. Направление смещения указывается принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какое либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.

Пример 1. Реакция N 2 +3H 2 = 2NH 3 обратима. При некоторой температуре равновесие в этой системе установилось при следующих концентрациях участвующих веществ: рав = 0,01 моль/л, рав = 2,0 моль/л, рав = 0,4 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации азота и водорода.

Решение. Реакция получения аммиака из азота и водорода является гомогенной и выражение для К рав этой реакции записывается как:

К рав = 2 рав / рав · 3 рав.

Подставим в это выражение значения равновесных концентраций и получим:

К рав = (0,4) 2 /(0,01) · (2) 3 = 2

Согласно уравнению реакции, из 1 моля N 2 и 3 молей Н 2 получается 2 моля NH 3 . Следовательно, на образование 0,4 молей NH 3 израсходовано 0,2 моля N 2 и 0.6 молей H 2 . Отсюда находим исходные концентрации:

Нач = рав + израсх = 0,01 + 0,2 = 0,21 (моль/л)

Нач = рав + израсх = 2 + 0,6 = 2,6 (моль/л)

Пример 2. В каком направлении произойдет смещение равновесия при повышении температуры и давления систем:

а) 2СО (г) = СО 2(г) + С (к) ∆Н° хр = -171кДж

б) 2SО 3(г) = 2SО 2(г) + СО 2(г) ∆Н° хр = 192 кДж

Составьте выражения для констант равновесия данных систем.

Решение. Реакция а) является гетерогенной и экзотермической (∆Н° хр < 0). Выражение для скорости прямой и обратной реакции записывается в соответствии с законом действия масс в виде:

V пр = k пр 2 , V об = k об 2 .

При равенстве скоростей этих реакций наступает равновесие, константа которого записывается К рав = рав / 2 рав.

В соответствии с принципом Ле-Шателье, при повышении температуры системы, находящейся в равновесии, смещение равновесия произойдет в направлении эндотермической реакции, т.е. в сторону образования СО.

Увеличение давления в системе а) приводит к смещению равновесия влево, т.к. в этом случае увеличение концентрации CO 2 и СО в молях/л не будет одинаковым (2 моля СО расходуется, 1 моль СО 2 получается).

Реакция б) является гомогенной и эндотермической. Запишем выражение для константы равновесия: К рав = 2 рав · рав / 2 рав

Увеличение температуры смещает равновесие системы в направлении поглощения тепла, т.е. в сторону образования SO 2 и О 2 .

Реакция б) идет с изменением числа молей газообразных веществ. Из 2 молей исходных веществ получается 3 моля продуктов, следовательно, при протекании реакции слева направо давление в системе б) увеличивается, что приведет к сдвигу равновесия в сторону образования SO 3 .

ЗАДАЧИ

1. Разложение оксида азота протекает по уравнению 2N 2 O = 2N 2 + O 2 . Константа скорости данной реакции при некоторой температуре равна 4·10 -4 , начальная концентрация N 2 O равна 2 моль/л. Определите скорость реакции в начальный момент времени и в момент времени, когда разложится 25% N 2 O.

2. Во сколько раз возрастает скорость реакции при изменении температуры с 20 °С до 70 °С, если при повышении температуры на 10° скорость реакции увеличивается в два раза?

3. Реакция идет по уравнению 2NO + O 2 = 2NO 2 . Концентрация исходных веществ равна: 0 = 0.24 моль/л, 0 = 0,4 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию NO до 0,4 моль/л и концентрацию O 2 - до 0,5 моль/л?

4. В каком направлении произойдет смещение равновесия при повышении давления в системах:

a) 2NO + Cl 2 = 2NOCl, в) 2N 2 O = 2N 2 + O 2 . Напишите выражение для константы равновесия данных реакций. Напишите выражения для констант равновесия реакций:

а) С(графит) + CO 2(г) = 2СО (г) , б) Н 2(г) + s (t) = H 2 S (г) ,

в) N 2(г) + O 2(г) = 2NO (г) .

В каком направлении сместится равновесие этих реакций, если: а) увеличить давление, б) увеличить объем?

5. Определить равновесную концентрацию водорода в системе 2HI = Н 2 + I 2 , если исходная концентрация HI составляла 0,16 моль/л, а константа равновесия равна 0,02.

6. Напишите уравнение для скорости прямой реакции

СН 4 + 2O 2 = CO 2 + 2Н 2 O.
Определите, во сколько раз возрастает скорость реакции при увеличении: а) концентрации кислорода в три раза, б) концентрации метана в два раза.

7. Применяя принцип Ле-Шаталье, укажите, в каком направлении произойдет смещение равновесия систем:

а) СO (г) + Н 2 O (ж) = СO 2 (г) + Н 2(г) , ∆Н хр = 2,85 кДж/моль;

б) 2SO 2 (г) + O 2 (г) = 2SO 3(г) , ∆Н хр = 1,77 кдж/моль,
если а) повысить давление, б) повысить температуру, в) увеличить концентрацию оксида углерода (II) и оксида серы (IV).

8. Реакция горения аммиака выражается уравнением
4 NН 3 +5O 2 = 4NO + 6Н 2 O . Во сколько раз возрастет скорость прямой реакции при увеличении давления в два раза? Напишите выражение для константы равновесия данной системы.

9. Реакция идет по уравнению Н 2 + I 2 = 2HI. Константа скорости реакции при некоторой температуре равна 0,24. Исходные концентрации реагирующих веществ были: 0 = 0,12 моль/л, 0 = 0,25 моль/л. Вычислите скорость данной реакции, когда концентрация водорода уменьшилась в 2 раза.

10. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В → АВ, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?

11. Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества В 2 в системе 2А 2(г) + В 2(г) = 2А 2 В (г) , чтобы при уменьшении концентрации вещества А в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась?

12. Через некоторое время после начала реакции 3A + B → 2C + D концентрации веществ составляли: [А] = 0,03 моль/л; [В] = 0,01 моль/л; [С] = 0,008 моль/л. Каковы исходные концентрации веществ А и В?

13. В системе СО + Сl 2 = СОCl 2 концентрацию увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора - от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?

14. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 градусов скорость реакции возрастает в 15,6 раза?

15. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 2,3. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру на 25 градусов?

16. Константа равновесия реакции FeO (к) + CO (г) ↔ Fe (к) + CO 2(г) при некоторой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации CO и CO 2 , если начальные концентрации этих веществ составляли: 0 = 0,05 моль/л, 0 = 0,01 моль/л.

17. Равновесие в системе H 2(г) + I 2(г) ↔ 2HI (г) установилось при следующих концентрациях: = 0,025 моль/л; = 0,005 моль/л; = 0,09 моль/л. Определить исходные концентрации йода и водорода.

18. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 установилось при следующих концентрациях: = 0,006 моль/л; = 0,024 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию NO 2 .

Цель работы: изучение влияние температуры на скорость реакции концентрации на сдвиг химического равновесия. Теоретическое обоснование: Скоростью химической реакции называется количество вещества вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объёма для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций. Если за промежуток времени...

Поделитесь работой в социальных сетях

Если эта работа Вам не подошла внизу страницы есть список похожих работ. Так же Вы можете воспользоваться кнопкой поиск

"Уфимский государственный нефтяной технический университет"

Кафедра "Общая и аналитическая химия"

ОТЧЕТ

По лабораторной работе № 1

«Химическая кинетика и равновесие»

Студентка группы _______________Е.В.Белецкова

БТС-14-01

Доцент _______________С.Б.Денисова

2014

Теоретическое обоснование :

Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

Если за промежуток времени ∆τ = τ 2  τ 1 концентрация одного из веществ, участвующих в реакции, уменьшается на ∆С = С 2  С 1 , то средняя скорость химической реакции за указанный промежуток времени равна

Величина V выражает скорость химического процесса на некотором отрезке времени. Поэтому чем меньше ∆τ, тем средняя скорость будет ближе к истинной.

Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:

природы и концентрации реагирующих веществ;
температуры реакционной системы;
наличия катализатора;
давления,
величины поверхности раздела фаз и скорости перемешивания системы (для гетерогенных реакций);
типа растворителя.

Для реакции аА + вВ = сС V = K [ A ] а [ B ] в ,

где К коэффициент пропорциональности или константа скорости;

 концентрация реагента в моль/л.

Если [А] = 1 моль/л, [В] =1 моль/л, то V = K , отсюда физический смысл

Количественно влияние температуры на скорость гомогенных реакций может быть выражено правилом Вант-Гоффа.

или ,

где V (t 2 ) и V (t 1 ) скорости химической реакции при соответствующих температурах; τ (t 2 ) и τ (t 1 ) продолжительность химической реакции при соответствующих температурах; γ температурный коэффициент Вант-Гоффа, который может принимать числовое значение в интервале 2-4.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:

где К константа скорости химической реакции; E а энергия активации;

R универсальная газовая постоянная; А постоянная; exp основание натуральных логарифмов.

Химическое равновесие.

Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до конца до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. протекают только в одном направлении. Обратимые реакции протекают не до конца. При обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется до конца. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Химическое равновесие это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Для обратимой реакции

m A + n B ⇄ p C + q D

константа химического равновесия равна

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении в направлении экзотермической реакции.

Опыт № 1 Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации исходных реагентов.

Приборы, оборудование: пробирки,секундомер,растворы тиосульфата натрия (III ) , разб. серной кислоты (1М), вода.
Методика проведения: Эту зависимость можно изучить на классическом примере гомогенной реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой, протекающей по уравнению

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + S↓ + SO 2 + H 2 O.

Для опыта следует приготовить три сухие чистые пробирки, пронумеровать их. В первую внести 4 капли раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды; во вторую 8 капель тиосульфата натрия и 4 капли воды; в третью 12 капель тиосульфата натрия. Пробирки встряхнуть.

Если условно обозначить молярную концентрацию тиосульфата натрия в пробирке 1 через «с», то соответственно в пробирке 2 будет 2 с моль, в пробирке 3 3 с моль.

Проделать аналогичные опыты со второй и третьей пробирками. Данные опыта внести в лабораторный журнал в виде таблицы…

№ пробирки	Количество капель Na 2 S 2 O 3	Количество капель воды	Количество капель H 2 SO 4	Концентрация Na 2 S 2 O 3 в молях	Время реакции τ , с	Относительная скорость V =1/ τ , c -1
					26,09	3,83
					12,19
					8,27	12,09

График зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия.

Вывод: с повышением концентрации тиосульфата натрия скорость данной реакции возрастает. Графиком зависимости является прямая линия, проходящая через начало координат.

Опыт № 2. Изучение зависимости скорости гомогенной реакции от температуры.

Приборы и оборудование: пробирки, секундомер, термометр, растворы тиосульфата натрия (III ), серной кислоты (1М)
Методика проведения:

Приготовить три чистые сухие пробирки, пронумеровать их. В каждую из них внести по 10 капель раствора тиосульфата натрия. Пробирку № 1 поместить в стаканчик с водой при комнатной температуре и через 1…2 минуты отметить температуру. Затем в пробирку добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер и остановить его при появлении слабой, едва заметной мути. Отметить время в секундах от момента добавления кислоты в пробирку до появления мути. Записать результат в таблицу.

Затем повысить температуру воды в стакане точно на 10 0 либо нагреванием на плитке, либо смешиванием с горячей водой. Поместить в эту воду пробирку № 2, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, включив одновременно секундомер, встряхивать пробирку с содержимым в стаканчике с водой до появления мути. При появлении едва заметной мути выключить секундомер и внести показания секундомера в таблицу. Аналогичный опыт провести с третьей пробиркой. Температуру в стакане предварительно повысить ещё на 10 0 , поместить в неё пробирку № 3, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включив секундомер и встряхивая пробирку.

Результаты опытов выразить графиком, откладывая по оси ординат скорость, а по оси абсцисс температуру.

Определить температурный коэффициент реакции γ

Пробирки

Температура

t , 0 C

Время реакции

τ, с

Относительная скорость

реакции

1/τ,с -1

Температурный коэффициент

26,09

17,22

10,74

3,83

5,81

9,31

1,51

1,55

График зависимости скорости реакции от температуры .

Вывод: в ходе опыта был рассчитан средний температурный коэффициент, который оказался равным 1,55. В идеале он составляет

Опыт № 3 Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.

Приборы и оборудование: пробирки, хлорид калия (крист.), растворы хлорида железа (III ), роданид калия (насыщ.), дистиллированная вода, цилиндр
Методика проведения:

Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа и роданидом калия:

FeCl 3 + 3 KCNS ⇄ Fe(CNS) 3 + 3 KCl.

красного цвета

В мерный стаканчик или цилиндр налить 20 мл дистиллированной воды и добавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III ) и одну каплю насыщенного раствора роданида калия . Полученный окрашенный раствор разлить в четыре пробирки поровну. Пробирки пронумеровать.

В первую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III ).Во вторую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора роданида калия.В третью пробирку добавить кристаллический хлорид калия и сильно взболтать. Четвёртая пробирка  для сравнения.

Исходя из принципа Ле Шателье, объяснить, чем вызвано изменение окраски в каждом отдельном случае.

Результаты опыта записать в таблицу по форме

пробирки

Что

добавлено

Изменение

интенсивности

окраски

Направление смещения равновесия

(вправо, влево)

Общие выводы: в ходе опытов мы экспериментально установили зависимость скорости реакции от концентрации исходных веществ (чем выше концентрация, тем выше скорость реакции) ;зависимость скорости реакции от температуры (чем выше температура, тем больше скорость реакции) ; как концентрация реагирующих веществ влияет на химическое равновесие (при повышении концентрации исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону образования продуктов; при повышении концентрации продуктов хим.равновесие смещается в сторону образования исходных веществ)

Другие похожие работы, которые могут вас заинтересовать.вшм>
10376.		Кинетика химических и биохимических процессов	52.88 KB
	Изменение скорости какой-либо реакции может быть либо причиной развития патологии либо лежать в основе защитной функции организма. К основным понятиям химической кинетики относятся механизм и скорость химической реакции. Механизм реакции это последовательность и характер стадий данного химического процесса. В зависимости от механизма реакции могут быть: простые протекают в одну стадию пример: ионные реакции; сложные протекают в несколько стадий пример: образование воды из кислорода и водорода.
13123.		Термодинамика и кинетика процессов с участием твёрдых фаз	177.55 KB
	Из курса классической термодинамики известно, что термодинамические уравнения связывают между собой свойства любой равновесной системы, каждое из которых может быть измерено независимыми методами. В частности, при постоянном давлении справедливо соотношение
9161.		Химическая эволюция Земли	24.45 KB
	Ранее уже говорилось о том что использование ЭВМ позволило строить и рассчитывать образование и развитие солнечной системы и Земли в частности на различных моделях. Химическая эволюция Земли В процессе эволюции Земли складывались определенные пропорции различных элементов. Земля наиболее массивная среди внутренних планет прошла сложнейший путь химической эволюции. Следует подчеркнуть что геологическая история Земли...
21607.		Химическая коррозия. Методы защиты от коррозии	21.93 KB
	Машины и аппараты изготовленные из металлов и сплавов при эксплуатации в природных или технологических средах подвержены коррозии. В результате коррозии изменяются свойства металла и часто происходит ухудшение его функциональных характеристик. Металл при коррозии может частично или полностью разрушаться.
12744.		Химическая характеристика природных вод - объектов эколого-аналитического контроля	82.84 KB
	Природные воды как дисперсные системы. Водородный показатель рН влияние малых концентраций кислот и щелочей на рН природной воды. Природные воды как дисперсные системы. Объектом экологоаналитического контроля являются воды пресные поверхностные подземные морские а также атмосферные осадки талые воды сточные воды сбрасываемые в поверхностные водоемы.
7451.		Рыночное равновесие	89.02 KB
	Эластичность спроса. Взаимодействие спроса и предложения. Объём спроса это то количество товара которое потребители готовы купить при данной цене в единицу времени. Закон спроса.
3093.		Макроэкономическое равновесие в модели “AD-AS”	6.72 KB
	Совокупный спрос это суммарное количество товаров и услуг которые намерены купить домашние хозяйства бизнес государство заграница при различном уровне цен в стране. Кривая D иллюстрирует изменение совокупного уровня всех расходов домашних хозяйств бизнеса государства и заграницы в зависимости от изменения уровня цен. Отрицательный наклон кривой D объясняется: эффектом процентной ставки если происходит повышение уровня цен в стране то происходит повышение ставки процента и как следствие сокращение инвестиционного спроса I...
16735.		Стохастическое равновесие в транспортных сетях	73.81 KB
	Модели выбора Предположим что перед лицом принимащим решения ЛПР стоит задача выбора одной из альтернатив. С каждой из альтернатив можно связать некоторую полезность которую ЛПР получает в случае выбора альтернативы. Если известно распределение значений то можно вычислить вероятность выбора ЛПР отдельной альтернативы. Функцию будем называть функцией выбора.
13374.		Долгосрочное равновесие конкурентной фирмы	31.87 KB
	Структура издержек типичной фирмы в краткосрочном периоде имеет вид кривых STC1 и SMC1 рис.9 Долгосрочное равновесие совершенно конкурентной отрасли Механизм формирования долгосрочного равновесия При этих условиях оптимальный объем выпуска фирмы в краткосрочном периоде составит q1 единиц. Производство данного объема обеспечивает фирме положительную экономическую прибыль поскольку рыночная цена Р1 превышает средние краткосрочные издержки фирмы SТC1.
3500.		Равновесие на рынке. Равновесная цена	9.97 KB
	На конкурентном рынке происходит взаимодействие спроса и предложения в результате чего устанавливается рыночное равновесие. При наложении кривых спроса и предложения определяется равновесная цена E т. оптимальное соотношение спроса и предложения т. Для определения краткосрочной или долгосрочной перспективы развития спроса и предложения вводится фактор времени.

Материалы по теме:

Карта сайта