49

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

Уфимский государственный нефтяной технический университет

Лабораторный практикум по общей

и неорганической химии

для студентов специальности 320700

«Охрана окружающей среды и рациональное использование

природных ресурсов»

Уфа 2004

В учебно-методическом пособии кратко описаны кинетика химических реакций, гидролиз растворов, комплексные соединения, окислительно-восстановительные и электрохимические процессы; приведены обзор свойств некоторых химических элементов и их соединений, а также руководство к выполнению лабораторных работ по данным темам. Пособие предназначено для студентов специальности 320700 «Охрана окружающей среды и рациональное использование природных ресурсов».

Составитель Бахонина Е.И., ассистент

Рецензент Елхова В.Д., доц., канд. техн. наук

ÓУфимский государственный нефтяной технический университет, 2004

1 Теоретические основы общей химии

1. Химическая кинетика и равновесие

Химическая кинетика – раздел химии, задача которого – объяснение качественных и количественных изменений химических процессов, происходящих во времени.

Основным понятием в химической кинетике является понятие о скорости химической реакции:

Скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице объема.

Если при неизменных объеме и температуре концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась от с₁ до с₂ за промежуток времени от t₁ до t₂, то в соответствии с определением скорость реакции равна

 = -(c₂-c₁)/(t₂-t₁) = - c/t.

Знак «-» в правой части уравнения обозначает следующее. По мере протекания реакции (t₂-t₁ > 0) концентрация реагентов убывает, следовательно, с₂-с₁<0, а так как скорость реакции всегда положительна, то перед дробью следует поставить знак «-».

Обычно концентрации реагентов выражают в моль/л, а скорость реакции – в моль/(л.с).

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и от условий, в которых реакция протекает. Важнейшим из них являются: концентрация. Температура и присутствие катализатора. Природа реагирующих веществ оказывает решающее влияние на скорость реакции. Так, например, водород с фтором реагирует очень энергично уже при комнатной температуре, тогда как с иодом значительно медленнее даже при нагревани и.

Количественно зависимость между скоростью реакции и молярными концентрациями реагирующих веществ описывается основным законом химической кинетики – законом действующих масс.

Скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции, записанной в общем виде

aA + bB cC + dD + …,

в соответствии с законом действующих масс зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ может быть представлена в виде

 = k[A]^A[B]^B. [1]

Здесь k – коэффициент, не зависящий от концентрации, называемый константой скорости; _A и _B – постоянные числа, называемые показателями порядка реакции по реагентам А и В. Сумма _А+_В= называется суммарным (общим) порядком реакции.

Зависимость типа [1] строго справедлива для газов или жидких веществ (гомогенные системы) и не распространяется на реакции с участием твердых веществ (гетерогенные системы). Скорость гетерогенной реакции зависит не только от рассмотренных выше факторов, но и от величины поверхности соприкосновения между реагирующими веществами. Всякое увеличение поверхности приводит к увеличению скорости реакции.

Для приближенной оценки изменения скорости широко используется температурный коэффициент скорости реакции Вант-Гоффа . Этот коэффициент показывает, во сколько раз изменяется скорость реакции при изменении температуры на определенную величину Т. В большинстве случаев при повышении температуры на 10 ^о скорость гомогенной реакции увеличивается в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа), т.е.

=k_т+10/k_т.

Одно из наиболее сильных средств влияния на скорость реакции - присутствие в реагирующей системе катализатора.

Катализатором называется вещество, изменяющее скорость химической реакции, но остающееся неизменным после того, как химическая реакция заканчивается.

Влияние катализаторов на скорость реакции называется катализом. Когда реагенты и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии, говорят о гомогенном катализе. При гетерогенном катализе реагенты и катализатор находятся в различных агрегатных состояниях: обычно катализатор – в твердом, а реагирующие вещества – в жидком или газообразном ( например, в случае окисления SO₂ в SO₃ в присутствии оксида ванадия (V) происходит гетерогенный катализ).

Механизм действия катализаторов является очень сложным. Основная гипотеза, объясняющая катализ, - предположение об образовании промежуточных продуктов при взаимодействии катализатора и реагирующего вещества. Если реакция А + В = АВ без катализатора происходит медленно, то при прибавлении катализатора К он реагирует с одним из исходных веществ, образуя непрочное и очень реакционноспособное промежуточное соединение АК (или ВК):

А(В) + К = АК(ВК).

Промежуточное соединение АК взаимодействует с другим исходным веществом В, образуя конечный продукт реакции АВ и выделяя катализатор в первоначальном виде:

АК + В = АВ + К.

О

t

братимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия. Необратимыми реакциями называют такие реакции, продукты которых не взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ. Например:

2KCIO₃ 2KCI + 3O₂ .

Необратимые реакции, как правило, «доходят до конца», т.е. до полного израсходования хотя бы одного из исходных веществ.

Химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в противоположных направлениях, называются обратимыми.

Например:

H₂ + I₂ 2HI

Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой (константа скорости прямой реакции k₁), справа налево – обратной (константа скорости обратной реакции k₂).

В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем уменьшается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ. И наоборот, обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере нарастания концентрации продуктов реакции. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

Состояние, в котором скорость обратной реакции становится равной скорости прямой реакции, называется химическим равновесием.

Состояние химического равновесия обратимых процессов количественно характеризуется константой равновесия. Так, для обратимой реакции, которую в общем виде можно записать как

mA + nB pC + qD

согласно закону действующих масс скорости прямой реакции V₁ и обратной V₂ соответственно запишутся следующим образом:

V₁ = k₁[A]^m[B]ⁿ,

V₂ = k₂[C]^p[D]^q.

В момент достижения состояния химического равновесия скорости прямой и обратной реакции равны, т.е.

k₁[A]^m[B]ⁿ = k₂[C]^p[D]^q,

или

K = k₁/k₂ = ([C]^p[D]^q /([A]^m[B]ⁿ),

где К – константа равновесия, представляющая собой отношение констант скорости прямой и обратной реакций. В правой части уравнения стоят те концентрации взаимодействующих веществ, которые устанавливаются при равновесии – равновесные концентрации.

Принцип Ле-Шателье (смещения равновесия). Состояние химического равновесия при неизменных внешних условиях теоретически может сохраняться бесконечно долго. В реальной действительности, при изменении температуры, давления или концентрации реагентов, равновесие может «сместиться» в ту или иную сторону протекания реакции.

Изменения, происходящие в системе в результате внешних воздействий, определяются принципом подвижного равновесия – принципом Ле-Шателье.

Внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

Принцип Ле-Шателье универсален, так как применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким, как плавление, кипение и т.д.

Применительно к трем основным типам внешнего воздействия – изменению концентрации, температуры и давления – принцип Ле-Шателье трактуется следующим образом:

1. При увеличении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, при уменьшении концентрации равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

2. При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения количеств газообразных веществ, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону возрастания количеств газообразных веществ, т.е. в сторону увеличения давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.

3. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.