Контрольна робота
З хіміїШвидкість хімічних реакцій. Каталіз і хімічна рівновага
Мета роботи
1) ознайомлення з основними закономірностями протікання хімічних реакцій і факторами, що впливають на швидкість реакції;
2) ознайомлення з каталізаторами, хімічною рівновагою і факторами, що впливають на хімічну рівновагу.
Теоретична частина
І. Швидкістю реакції називається число актів хімічної взаємодії, що відбуваються в одиницю часу в одиниці об'єму при гомогенних процесах або на одиниці поверхні при гетерогенних процесах.
Про середній швидкості хімічної реакції судять по зміні молярної концентрації реагуючих речовин за певний період часу:
де
У гомогенної системі швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин, їх концентрації, температури, наявності каталізатора, присутності домішок і природи розчинника.
У гетерогенній системі взаємодія здійснюється на поверхні розділу реагуючих речовин, тому залежить від дифузії речовини до поверхні (дифузійний режим), а якщо дифузія не впливає на швидкість реакції (кінетичний режим), то за інших рівних умов збільшення поверхні розділу підвищує швидкість гетерогенної хімічної реакції.
Залежність швидкості реакції від концентрації визначається законом діючих мас (закон Гульдберг-Вааге):
якщо хімічна реакція іде у відповідності зі стехіометричним рівнянням, то швидкість реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтами в рівнянні реакції.
Для реакції записаної в загальному вигляді, тобто: nA + mB → qR + pD,
швидкість реакції відповідно до закону діючих мас виразиться таким чином:
(1):
Тут [A] і [B] - молярні концентрації реагуючих речовин в даний момент часу;
n і m - стехіометричні коефіцієнти при реагують речовинах. Наприклад, для реакції:
пряма і зворотна швидкості:
На практиці доводиться мати справу зі складними процесами, що складаються не з однієї, а з безлічі простих стадій, називаються елементарними актами, для кожної з яких можна записати своє вираження для швидкості на підставі закону діючих мас. У такому випадку число молекул, що беруть участь в елементарному акті, визначає молекулярної взаємодії. Для наведеного вище прикладу пряма реакція трімолекулярна, а зворотна бімолекулярний.
У більшості випадків показники ступеня при концентраціях в рівнянні закону діючих мас відрізняються від кількості молекул в рівнянні реакції. Це відбувається тому, що рівняння реакції відображає лише загальний підсумок процесу. Показники m і n в математичному рівнянні (1) називають в такому випадку порядком реакції за кожним з реагуючих речовин A або B, а їх суму (m + n) - загальним порядком реакції. У кожному конкретному процесі в залежності від умов може бути різний порядок реакції.
Коефіцієнт k називається константою швидкості реакції і залежить від природи реагуючих речовин, температури і каталізатора. Чисельно константа швидкості хімічної реакції дорівнює швидкості реакції при концентраціях реагуючих речовин, рівних 1 моль / л. Однак реакції йдуть, як правило, за окремими стадіями і загальну швидкість процесу визначає найбільш повільно розвивається стадія. Тому показники ступенів при концентраціях реагуючих речовин не збігаються з їх стехіометричні коефіцієнти, а концентрації деяких з реагуючих речовин взагалі можуть не входити у вираз швидкості хімічних реакцій.
Залежність константи швидкості реакції від температури може бути виражена рівнянням Арреніуса:
де E акт - енергія активації;
k - константа швидкості;
T - температура, К;
k 0 - константа;
R - газова стала.
Енергією активації називається та кількість енергії, яку треба повідомити молю реагуючих речовин для приведення його у реакційно стан. Енергія активації в реакції не зникає і збільшує парниковий ефект реакції.
При низьких температурах можна вважати, що швидкість реакції зростає при нагріванні на 10 ˚ в 2 ... 4 рази (правило Вант-Гоффа):
тут γ - температурний коефіцієнт Вант-Гоффа.
ІІ. Каталізатором називається речовина, що змінює швидкість хімічної реакції, але в результаті її саме залишається хімічно незмінним.
Каталітичні процеси зводяться до двох типів: гомогенний і гетерогенний. При гомогенному каталізі реагують речовини і каталізатор складають однофазну систему. При гетерогенному каталізі реагують речовини і каталізатор складають систему з двох фаз, і каталітичний процес протікає на межах розділу. Швидкість взаємодії в цьому випадку пропорційна поверхні розділу фаз.
Всі хімічні реакції можна розділити на необоротні, напрям яких не залежить від зовнішніх умов, і оборотні, напрям яких може змінюватися в залежності від температури, концентрації і тиску. Більшість реакцій оборотно. Вони протікають одночасно в двох напрямках, так як у будь-реакції в міру утворення продуктів реакції виникає можливість взаємодії між ними з утворенням вихідних речовин.
Розглянемо оборотну реакцію в загальному вигляді: aA + bB ↔ cC + dD.
Застосувавши закон діючих мас до прямої і зворотної реакцій, отримаємо:
де v 1 і v 2 - Швидкості прямої і зворотної реакцій.
У міру перебігу реакції концентрація вихідних речовин зменшується, і швидкість прямої реакції зменшується, а швидкість зворотного збільшується внаслідок збільшення концентрації отриманих речовин.
Через деякий час настає стан, коли швидкість зворотного процесу стає рівною швидкості прямого: v 1 = v 2.
Стан, при якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної, називається хімічною рівновагою, а концентрації всіх чотирьох речовин - рівноважними концентраціями. Тоді з співвідношень (2) маємо:
Звідси випливає
k 1 і k 2 для даної реакції при одній і тій же температурі є величинами постійними, а значить, їх ставлення постійно: K c - величина постійна і називається константою рівноваги. Для реакцій між газоподібними речовинами замість концентрацій можна використовувати парціальні тиску газів у суміші. При цьому константу рівноваги позначають через K p. Якщо концентрації виражені в мольних частках, то константа рівноваги позначається через K N. Між K c, K p і K N існують наступні залежності:
де Σ n - алгебраїчна сума стехіометричних коефіцієнтів. Константа рівноваги залежить від температури і природи реагуючих речовин, але не залежить від каталізатора, оскільки останній прискорює і пряму, і зворотну реакції.
Рівняння (3) випливає із закону діючих мас для оборотних реакцій. Його можна сформулювати так: Ставлення твори рівноважних концентрацій в ступені їх стехіометричних коефіцієнтів є величина, постійна при даній температурі.
Зміщення рівноваги в залежності від зміни концентрацій реагуючих речовин, температури, тиску (у разі газових реакцій) у загальному випадку визначається правилом Ле-Шательє: якщо в системі, яка перебувала в рівновазі, змінити одне з умов (t, p, c), то відбувається зміщення рівноваги в напрямку тієї реакції, яка перешкоджає зробленому зміни.
Застосовуючи принцип Ле-Шательє до різних нагод, можна зробити наступні висновки:
1) при збільшенні рівноважної концентрації однієї з речовин система хімічної рівноваги зміщується в бік тієї реакції, яка знижує концентрацію цієї речовини;
2) при збільшенні тиску рівновага зміщується в бік утворення меншого числа молекул газу;
3) нагрівання зміщує рівновагу в бік ендотермічної реакції, охолодження - в бік екзотермічної реакції.
Практична частина
Швидкість хімічних реакцій у гомогенної системі вивчається на прикладі взаємодії розчинів сірчаної кислоти і серноватистокислого натрію (тіосульфату):
Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + S ↓ + SO 2 ↑ + H 2 O
Сірка, що виділяється в тонкораздробленном стані, дає помутніння розчину. Момент зникнення з поля зору лінійок або шрифту на папері, підкладеною під склянку з реагує речовиною, відповідає виділенню певної кількості сірки. Так як ступінь помутніння залежить від товщини шару, то всі досліди слід проводити в одному і тому ж склянці, щоб обсяг рідини і відповідно висота шару були однакові.
Час, необхідний для виділення даної кількості сірки назад пропорційно середній швидкості процесу. Початком реакції вважаємо момент змішування розчинів, умовним кінцем реакції - виділення однієї й тієї ж кількості сірки.
Досвід 1. Залежність швидкості реакції від температури
У ході досвіду змішали 20 мл розчину 0,5%-ного розчину сірчаної кислоти і 20 мл 0,5%-ного розчину серноватистокислого натрію, попередньо вимірявши температуру розчинів. Стаканчик з сумішшю був поставлений на лист лінійованої паперу. У результаті реакції: Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + S ↓ + SO 2 ↑ + H 2 O спостерігалося помутніння суміші. Був відзначений відрізок часу до умовного закінчення процесу.
Потім досвід був проведений ще два рази, але температура розчинів була піднята на 10 ˚ C і 20 ˚ C щодо початкової. Результати вимірювань занесені в таблицю 1.
Табл. 1.
| № досвіду | Температура розчинів, ˚ C | V (H 2 SO 4), мл | V (Na 2 S 2 O 3), мл | Час, з | Умовна швидкість реакції |
| 1 | 20 | 20 | 20 | 90 | 1,11 |
| 2 | 30 | 20 | 20 | 20 | 5 |
| 3 | 40 | 20 | 20 | 10 | 10 |
Висновок: Температурний коефіцієнт Вант-Гоффа для реакції розкладу пероксиду водню дорівнює 3,25.
Дослід 2. Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації реагуючих речовин при постійній температурі
В один стаканчик налили 10 мл 0,5%-ного розчину сірчаної кислоти. В іншій налили 10 мл розчину серноватистокислого натрію і 20 мл дистильованої води. До розчину кислоти одночасно прилив воду і розчин солі і відзначили по годинах тривалість досвіду. Далі досвід був повторений зі зміною концентрації солі: 20 мл розчину на 10 мл води, 30 мл розчину солі.
Результати вимірювань занесені в таблицю 2.
Табл. 2.
| № досвіду | H 2 SO 4, мл | Na 2 S 2 O 3, мл | H 2 O, мл | Час, з | Ум. швидкість реакції v |
| 1 | 10 | 10 | 20 | 110 | 0,909 |
| 2 | 10 | 20 | 10 | 50 | 2 |
| 3 | 10 | 30 | - | 35 | 2,857 |
У результаті обчислень вийшло:
n 1 = 1,1375; n 2 = 0,8797; n ср = 1,008 ≈ 1.
Висновок: порядок реакції n за швидкостями, відповідним двом концентрацій близький до 1.
Дослід 3. Швидкість хімічних реакцій в гетерогенних системах
У дві пробірки налили соляну кислоту. Потім в одну з них поклали шматочок мармуру, а в іншу - такий же шматочок, розтертий у порошок. В обох пробірках проходила реакція:
CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ↑.
Спостерігалося виділення газу. У пробірці, в яку був насипаний порошок, реакція проходила швидше. Це пояснюється тим, що площа поверхні, на якій відбувалося взаємодія речовин, була більше, ніж у пробірці з цільним шматочком мармуру.
Висновок: в гетерогенних системах швидкість реакції залежить від площі поверхні реагуючих речовин.
Дослід 4. Гетерогенний каталіз.
а) Розкладання пероксиду водню H 2 O 2 відбувається і при кімнатній температурі, але досить повільно:
H 2 O 2 → H 2 O + ½ O 2.
Процес розкладання можна прискорити введенням каталізатора MnO 2.
У 2 мл 3%-ного розчину H 2 O 2 всипали щіпку оксиду марганцю (IV). Швидкість реакції істотно зросла, спостерігалося бурхливе виділення бульбашок газу.
б) У пробірку налили сірчаної кислоти, прилив розчин перманганату калію KMnO 4. Отриману суміш розділили за трьома пробірках порівну. У кожну пробірку опустили по шматочку гранульованого цинку. У першу пробірку додали кілька кристалів KNO 3, у другу - в 2-3 рази більша кількість нітрату калію, третю залишили для порівняння.
Найбільш швидко знебарвлення розчину відбувалося в другій пробірці, в першій знебарвлення проходило повільніше, в третій - знебарвлення було малопомітним. Аналогічним чином відбувалося і виділення бульбашок газу.
2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 2Zn → ZnSO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + 3H 2 ↑
Висновок: MnO 2 - каталізатор в реакції розкладання перекису водню. KNO 3 - каталізатор у взаємодії цинку, сірчаної кислоти і перманганату калію.
Досвід 5. Гомогенний каталіз. У попередньому досвіді реакцію розкладання пероксиду водню прискорювали гетерогенним каталізатором - твердим оксидом марганцю MnO 2.
H 2 O 2 → H 2 O + ½ O 2.
Ця реакція прискорюється також за допомогою гомогенного каталізатора - комплексного іона - тетра-аміакати міді [Cu (NH 3) 4] 2 +. Цей каталізатор є комплексним, тому необхідно досліджувати вплив складових його компонентів - іона міді та аміаку. З цією метою в одну пробірку потрібно налити 2 мл розчину CuSO 4 і 0,5 мл H 2 O 2, в другу - 2 мл водного розчину аміаку і 0,5 мл H 2 O 2. В обох пробірках спостерігається утворення дрібних бульбашок кисню в результаті слабкого каталітичної дії складових комплексне поєднання компонентів.
У третю пробірку необхідно долити 2 мл розчину CuSO 4 і додати водного розчину аміаку до появи комплексної сполуки темно-синього кольору:
CuSO 4 + 4NH 3 ∙ H 2 O → 4H 2 O + [Cu (NH 3) 4] SO 4.
До отриманого розчину каталізатора потрібно долити 2 мл 3%-ного H 2 O 2. Саме у третій пробірці буде спостерігатися найбільш інтенсивне виділення газу. При цьому можна помітити, що каталізатор під час реакції не витрачається, а лише прискорює перебіг процесу.
Висновок: [Cu (NH 3) 4] SO 4 також є каталізатором при розкладанні пероксиду водню.
Досвід 6. Зрушення хімічної рівноваги в гомогенної системі.
Вплив концентрації вихідних речовин і продуктів реакції на хімічну рівновагу в гомогенної системі можна досліджувати на прикладі реакції:
FeCl 3 + 3NH 4 CNS ↔ Fe (CNS) 3 + 3NH 4 Cl.
Змішаємо в пробірці кілька мілілітрів хлориду заліза (III) і ціаніду амонію.
У результаті вміст пробірки забарвлюється в темно-червоний колір. Отриману суміш розділили на 4 пробірки.
У першу додали 2-3 краплі роданистого амонію. У другу долити небагато концентрованого розчину хлориду заліза (III). У третю всипали трохи кристалічного хлориду амонію та енергійно струснули. Зміни кольору відзначені у таблиці 3.
Табл. 3.
| Номер пробірки | Доданий речовина | Зміна кольору розчину | Зрушення рівноваги |
| 1 | NH 4 CNS | темніє | → |
| 2 | FeCl 3 | не змінюється | - |
| 3 | NH 4 Cl (тв.) | світлішає | ← |
По реакції з додаванням NH 4 CNS роданід заліза утвориться, що призводить до збільшення його концентрації і потемніння розчину, по реакції з додаванням NH 4 Cl (тв.) роданід заліза витрачається, що призводить до зменшення його концентрації і освітленню розчину.
NH 4 CNS зрушує рівновагу в бік прямої реакції, а NH 4 Cl (тв.) у бік зворотній.
Вираз для константи хімічної рівноваги:
Висновок: додавання ціаніду амонію зрушує хімічна рівновага в бік прямої реакції, твердого хлориду амонію - у бік зворотної реакції, хлориду заліза (III) не впливає на хімічну рівновагу.
Досвід 7. Вплив температури на хімічну рівновагу
У пробірку налили 2 мл розчину аміаку і додали 2 краплі фенолфталеїну. Пробірку нагріли. У результаті зміни температури розчин посвітлішав. Через підвищення температури частина розчину аміаку випарувалася, отже, його концентрація зменшилася. Нагрівання зрушило рівновагу в бік зворотної реакції.
Висновок: Нагрівання зрушило хімічна рівновага в бік зворотної реакції.
Основні висновки:
У результаті проведених дослідів ми переконалися в тому, що на швидкість хімічних реакцій впливають безліч чинників, таких як температура, тиск, концентрація реагуючих речовин, наявність каталізатора, площа поверхні і т.д. Крім того, перераховані вище чинники здатні впливати на зміщення хімічної рівноваги в бік прямої або зворотної реакції.
Контрольні питання
1. Скласти рівняння швидкостей реакцій:
2N 2 O 3 + O 2 ↔ 2N 2 O 4;
v пр = K 1 a 2 b; v обр = k 2 c 2.
2Me + O 2 → 2MeO;
v = k · a 2 b.
2. Як зміниться швидкість реакції CO + H 2 O → CO 2 + H 2, що протікає в закритому посуді при T = 313 ˚ С, якщо тиск збільшити в чотири рази.
Рішення:
збільшення тиску в 4 рази рівносильно збільшенню молярних концентрацій речовин в 4 рази.
v 1 = k · (4 a) (4 b) = 16 v.
Швидкість реакції зросте у 16 разів.
3. Реакція окислення NO виражається наступним рівнянням:
2NO + O 2 → 2NO 2.
Початкова концентрація NO дорівнює 0,3 моль / л, а кисню - 0,15 моль / л. Як зміниться швидкість реакції, якщо збільшити концентрацію NO до 1,2 моль / л, а кисню - до 0,6 моль / л.
Рішення:
Швидкість реакції до зміни параметрів:
v 1 = k (0,3) 2 (0,15) = 0,0135.
Швидкість реакції після зміни параметрів:
v 2 = k (1,2) 2 (0,6) = 0,864.
v 2 / v 1 = 64.
Швидкість реакції зросте у 64 рази.
4. При нагріванні водню і йоду в закритій посудині до 444 ˚ С оборотно протікає реакція за рівнянням H 2 + I 2 ↔ 2 HI.
Рівноважна суміш при цій температурі містить 5,64 моль HI, 0,12 моль I 2 і 5,28 моль H 2. Обчислимо константу рівноваги реакції і вихідні концентрації водню та йоду.
Рішення:
Так як реакція проходить в закритому посуді, можна записати:
з 1: c 2: c 3 = N 1: N 2: N 3.
За законом збереження маси:
0,12 моль · 2 г / моль + 5,28 моль · 254 г / моль +5,64 моль · 2.128 г / моль = X · 2 г / моль + Y · 254 г / моль.
0,12 / X = 5,28 / Y,
де X - кількість водню, Y - кількість йоду.
Вирішивши систему рівнянь, одержимо:
X = 0,25 моль, Y = 10,96 моль.
Концентрації відповідно рівні 0,25 моль / л і 10,96 моль / л.
5. Константа рівноваги реакції
CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O
при деякій температурі дорівнює 4. Визначити склад суміші при рівновазі, якщо в реакцію введені 1 моль кислоти і 2 моль спирту.
На підставі закону збереження маси:
60 г / моль · 1 моль + 34 г / моль · 2 моль = 60 г / моль · A моль + 34 г / моль · 2 · B моль + 88 г / моль · C моль +18 г / моль · D міль, де А, В, С, D - кількості речовин після реакції.
На підставі даних завдання:
4 = AB / CD; B = 2A;
88 / C = 18 / D.
Вирішивши систему рівнянь, одержимо:
A = 0,6 моль; B = 1,2 моль; C = 1,34 моль; D = 0,274 моль.
Відповідь: 0,6 моль CH 3 COOH, 1,2 моль C 2 H 5 OH, 1,34 моль CH 3 COOC 2 H 5, 0,274 моль H 2 O.
6. Константа рівноваги K p реакції синтезу аміаку
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3
при 350 ˚ С дорівнює 2,32 · 10 13. Обчислити K c при цій температурі.
Рішення:
T = 623 K;
K c = K p / (RT) 6 = 2,32 · 10 13 / (8,314 · 623) 6 = 1,2 · 10 -9.
Відповідь: K c = 1,2 · 10 -9.
7. При 550 ˚ С і 1,01325 · 10 5 Па ступінь дисоціації фосгену на оксид вуглецю і хлор дорівнює 77%. Реакція протікає за рівнянням
COCl 2 ↔ CO + Cl 2.
Визначити K p і K c, якщо вихідна концентрація фосгену 1 кмоль / м 3.
Рішення:
T = 823 K.
Після реакції концентрація фосгену стала рівною 0,23 кмоль / м 3, а концентрації вуглекислого газу і хлору стали рівними 0,77 кмоль / м 3.
Отже, K p = (0,23 + 0,77 + 0,77) · 1,01325 · 10 5 = 1,79 · 10 5;
K c = K p / (8,314 · 823) 3 = 5,59 · 10 -7.
Відповідь: K c = 5,59 · 10 -7; K p = 1,79 · 10 5.