3. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
Скоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих за единицу времени в единице объема (гомогенная реакция) или на единице поверхности раздела фаз (гетерогенная реакция). О скорости протекания процесса судят по изменению концентрации продуктов реакции: х.р. = С/, моль/(л.с), то есть концентрация каждого из реагирующих веществ уменьшается во времени, а концентрация каждого из продуктов реакции возрастает.
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, давления, температуры, присутствия катализаторов. Влияние концентрации реагирующих веществ описывается законом действующих масс: скорость химической реакции, протекающей при постоянной температуре, пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, в степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам, например:
3Н2 + N2 2NH3,
х.р. = k[H2]3[N2],
где k – константа скорости химической реакции, которая определяется природой реагирующих веществ и зависит от температуры, присутствия катализаторов, но не зависит от концентрации реагирующих веществ.
Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется законом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 100 скорость реакции увеличивается в 2−4 раза:
t2 = t1. (t2 − t1) /10,
где t1 – скорость реакции при начальной температуре, t2 – скорость реакции при конечной температуре, – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличится скорость данной реакции при повышении температуры на 10 0С.
Химическое равновесие
Все химические реакции делятся на необратимые и обратимые, например, Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 – необратимая реакция, то есть протекает до конца, а H2 + I2 2HI – обратимая реакция, которая идет как в прямом, так и в обратном направлениях. По мере протекания процесса скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной – увеличивается. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия. Она равна соотношению произведения равновесных молярных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных молярных концентраций исходных веществ, в степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам, например, для реакции в общем виде:
аА + bB cC + dD,
Кравн
=
.
Она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции, и зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от давления и концентрации.
Для того чтобы сместить равновесие системы в ту или иную сторону, используют принцип Ле-Шаталье: если изменить одно из условий (температуру, концентрацию, давление), при которых система находится в равновесии, то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует смещению.
Лабораторная работа 3
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на
скорость химической реакции
Приготовьте 4 раствора тиосульфата натрия различной концентрации следующим образом:
1-я пробирка – 0,5 мл 1М раствора Na2S2O3 + 2 мл H2О;
2-я пробирка – 1,0 мл 1М раствора Na2S2O3 + 1,5 мл H2О;
3-я пробирка – 1,5 мл 1М раствора Na2S2O3 + 1,0 мл H2О;
4-я пробирка – 2,0 мл 1М раствора Na2S2O3 + 0,5 мл H2О.
Тиосульфат натрия с серной кислотой реагирует по следующим уравнениям:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3;
Na2S2O3 = H2SO3 + S.
Содержимое пробирок перемешайте осторожным встряхиванием, после чего в каждую пробирку поочередно прилейте по 0,2 мл раствора серной кислоты с Сэ( Н2SO4) = 2 моль/л. Зафиксируйте момент появления опалесценции раствора по секундомеру, полученные результаты запишите в таблицу 1.
Таблица 1
|
Объем, мл |
Концентрация С = а/(а + б + в) |
Время от начала отсчета до помутнения , с |
Скорость реакции, = 1/ | ||
|
а Na2S2O3 |
б H2О |
в H2SO4 |
|
|
|
Постройте график зависимости скорости химической реакции (ось ординат) от концентрации реагирующих веществ С (ось абсцисс).
Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции
в гомогенной системе
Приготовьте 4 раствора тиосульфата натрия одинаковой концентрации следующим образом: в каждую пробирку налейте по 0,5 мл 1М раствора Na2S2O3 + 2 мл H2О. В первую пробирку прилейте 0,2 мл раствора серной кислоты с Сэ(Н2SO4) = 2 моль/л и зафиксируйте момент появления опалесценции по секундомеру. Вторую пробирку нагрейте на водяной бане до температуры на 10 0С выше комнатной, после чего добавьте 0,2 мл раствора серной кислоты с Сэ( Н2SO4) = 2 моль/л и зафиксируйте момент появления опалесценции по секундомеру. Третью и четвертую пробирки с раствором тиосульфата натрия нагрейте на водяной бане соответственно на 20 и 30 0С выше комнатной температуры и прилейте 0,2 мл раствора серной кислоты с Сэ( Н2SO4) = 2 моль/л. Наблюдайте появление опалесценции по секундомеру, полученные результаты запишите в таблицу 2.
Таблица 2
|
Температура, Т 0С |
Время от начала отсчета до помутнения , с |
Скорость реакции, = 1/ |
Постройте график зависимости скорости химической реакции (ось ординат) от температуры Т 0С (ось абсцисс).
Опыт 3. Смещение химического равновесия в зависимости от
концентрации реагирующих веществ
Изучите равновесную систему
3 KCNS + FeCl3 3KCl + Fe(CNS)3.
Для этого в четыре пробирки влейте по 10 капель раствора хлорида железа (III) с Сэ(FeCl3) = 0,0025 моль/л и такой же концентрации роданида калия. Первую пробирку сохраните в качестве эталона. Во вторую добавьте 2 капли насыщенного раствора FeCl3, в третью – 2 капли насыщенного раствора KCNS, в четвертую – щепотку кристаллического KCl. Сравните интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона (пробирка 1).
Напишите выражение константы равновесия изучаемой системы. Объясните, в каком направлении смещается равновесие данной системы, согласно изменению интенсивности окраски при добавлении:
а) хлорида железа (III);
б) роданида калия;
в) хлорида калия.