(МУ 645) Химическая кинетика. Химическое равновесие.

УДК: 544 (07)
М645
Методические указания к лабораторным работам по общей и неорганической химии «Химическая кинетика. Химическое равновесие »
[Текст]/ сост. З.А. Мирошник, С.Н. Салтыков, Г.Б. Ширяева. – Липецк: ЛГТУ,
2005. – 32 с.
Методические указания составлены в соответствии с рабочей программой
дисциплины «Общая и неорганическая химия» и учебным планом занятий студентов I курса по специальности 011000 «Химия». Также могут быть использованы при изучении дисциплин: «Химия», «Неорганическая химия» на I курсе
студентами технических специальностей.
Табл. 3. Ил. 2. Библиогр.: 3 назв.
Рецензент Кудинова Л.И.
© Липецкий государственный
технический университет, 2005
3
1. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
1.1. Теоретическая часть
1.1.1. Введение
Учение о скорости и механизмах химических реакций изучает раздел химии, называемый химической кинетикой.
Скорость химического процесса − это изменение концентрации реагирующих веществ или образующихся продуктов в единицу времени.
Все исходные вещества и продукты связаны между собой уравнением реакции, по изменению концентрации одного из них можно судить о соответствующих изменениях концентраций других, поэтому безразлично, о каком из
участников реакции идет речь.
В химической кинетике чаще всего используют молярную концентрацию,
то есть количество вещества в единице объема реагирующей системы, выражаемое в моль/л.
Если в момент времени τ1, концентрация реагирующего вещества была
равной С1 (моль/л), а в последующий момент времени τ2 оказалась равной С2
(моль/л), то отношение
± (С2 – С1) / (τ2 – τ1) = ΔС / Δτ = Vср
выражает среднюю скорость реакции Vср за промежуток времени τ2 – τ1 = τ.
Скорость реакции всегда остается величиной положительной. Отношение
же (С2 – С1) / (τ2 – τ1) может быть как положительным, так и отрицательным в
зависимости от того, концентрация какого из реагирующих веществ измеряется. Если измеряется концентрация одного из исходных веществ, то С 2 < С1 и
выражение (С2 – С1) / (τ2 – τ1) пишется со знаком «-», если же измеряется концентрация какого-либо из продуктов реакции, то выражение (С2 – С1) / (τ2 – τ1)
пишется со знаком «+», так как в этом случае С2 > С1.
Истинная скорость реакции, то есть скорость в данный момент времени,
равна первой производной от концентрации по времени:
V = lim(
C/ τ) = dC/dτ.
4
Графически истинная скорость может быть определена как тангенс угла
наклона касательной α к кривой С = f(τ) при данном времени τ.
Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, от их концентраций, от температуры, от наличия катализаторов и от
других факторов.
Закон действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях,
равных их стехиометрическим коэффициентам (Гульдберг и Вааге, 1864-1867 г.).
Экспериментальная зависимость скорости от концентрации реагентов носит название кинетического уравнения.
Например, кинетическое уравнение реакции аА + вВ + dD = продукты
имеет вид:
V= k·CАα·СВβ·СDδ,
где СА, СВ, СD − концентрации веществ А, В, D соответственно; k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции, численно
равный скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ
равной 1 моль/л. Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций. Константа скорости
реакции имеет переменную размерность в зависимости от порядка реакции.
Например, чтобы скорость реакции имела постоянную размерность моль/(л·с),
необходимо, чтобы константа скорости имела размерность: для реакции первого порядка − 1/с, для реакции второго порядка − л/(моль·с), для реакции третьего порядка − л2/(моль2·с) и т. д.
Показатели степени α, β и δ могут быть любыми небольшими целыми
числами, чаще всего равными 1 или 2, редко 3. Известно немало реакций с
дробными показателями.
Порядок химической реакции по данному веществу – это показатель
степени концентрации вещества в кинетическом уравнении реакции.
5
Для элементарных реакций, то есть реакций, протекающих в одну стадию
и именно так, как написано в уравнении, показатели степени в кинетическом
уравнении совпадают со стехиометрическими коэффициентами реагентов в
уравнении реакции.
Общий порядок химической реакции – это величина, равная сумме
показателей степени концентраций реагентов в кинетическом уравнении реакции: α + β + δ. Если, например, кинетическое уравнение реакции имеет
вид: V = k CA1 · CB0 · CD2, то общий порядок реакции равен 1 + 0 + 2 = 3. Это
реакция третьего порядка. То есть порядок реакции в целом равен сумме порядков по реагирующим веществам.
Порядки реакции по реагентам нельзя отождествлять со стехиометрическими коэффициентами. Эти понятия имеют совершенно разный физический
смысл. Порядок реакции – это экспериментальная величина, зависящая от механизма процесса, а стехиометрические коэффициенты передают соотношение
числа молей реагирующих веществ в итоговом уравнении реакции, то есть в
брутто-реакции, и не зависят от ее механизма. Порядки реакции α, β и δ определяются только экспериментально, и в общем случае нельзя записать кинетическое уравнение реакции исходя из ее стехиометрического уравнения.
Определив экспериментально зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ, можно ее использовать для вычисления скорости при других концентрациях и предсказывать изменение скорости при изменении концентраций реагирующих веществ.
Молекулярность реакций – это число молекул, одновременно вступающих во взаимодействие. Необходимым условием химического взаимодействия
молекул является их столкновение. В момент столкновения электроны какоголибо атома, иона или молекулы попадают в сферу действия ядер и электронов
другой частицы, совершаются переходы электронов на другие энергетические
уровни и подуровни, перекрывание электронными облаками других атомов.
6
Реакции бывают мономолекулярные (одномолекулярные), бимолекулярные (двухмолекулярные) и тримолекулярные (трехмолекулярные).
Тримолекулярные реакции очень редки, так как одновременное столкновение трех молекул очень маловероятно. Молекулярность реакций выше трех
неизвестна.
К мономолекулярным реакциям относят реакции разложения молекул и
внутримолекулярные перегруппировки.
Пример мономолекулярной реакции:
J2(газ) = 2J(газ); V = k·С(J2).
Скорость мономолекулярной реакции описывается кинетическим уравнением реакции первого порядка.
Пример бимолекулярной реакции:
2NO(газ) = N2O2(газ); V = k·С2(NO).
Скорость бимолекулярной реакции описывается кинетическим уравнением реакции второго порядка.
Пример тримолекулярной реакции:
Сl2(газ) + 2NO(газ) = 2NOCl(газ); V = k·С(Cl2)·C2(NO).
Скорость тримолекулярных реакций описывается кинетическим уравнением реакции третьего порядка.
Для реальных реакций порядок редко совпадает с молекулярностью, так
как трудно представить одновременное взаимодействие трех или более частиц.
Следовательно, превращение реагентов в продукты реакции осуществляется не сразу, а через ряд промежуточных стадий, которые называются элементарными стадиями. Одновременное столкновение более чем трех частиц
маловероятно. Поэтому реакции, в уравнение которых входит большое число
частиц, например: 4НСl + О2 = 2Сl2 + 2Н2О, протекают в несколько стадий.
Каждая из этих стадий осуществляется в результате столкновения двух, (реже
трех) частиц. В таких случаях закон действующих масс применим к отдельным
стадиям процесса, но не к реакции в целом.
7
Механизм реакции − полная последовательность всех элементарных
стадий химической реакции.
Например, уравнение реакции синтеза йодоводорода из простых веществ
отражает лишь стехиометрию реакции:
Н2 + J2 → 2НJ.
Механизм этой реакции сложен. Экспериментально доказано, что она
протекает в три стадии: первая из них − быстрая стадия диссоциации молекулы
йода на свободные атомы:
J2 → 2J (быстро);
вторая стадия – взаимодействие молекулы водорода с атомом йода, она также
протекает быстро:
Н2 + J → Н2J (быстро);
третья стадия:
Н2J + J → H2J2 (медленно) → 2НJ (быстро),
сначала происходит медленное образование неустойчивого соединения − активированного переходного комплекса.
Скорость суммарного процесса (химической реакции) определяется самой медленной стадией его механизма. Поэтому такую самую медленную стадию называют лимитирующей или скоростьопределяющей стадией.
1.1.2. Влияние температуры на скорость реакций
Влияние температуры на скорость реакций выражается эмпирическим
правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повышении температуры на 10°
скорость реакции возрастает примерно в 2-4 раза. Число, показывающее во
сколько раз увеличивается скорость химической реакции, а следовательно, и
константа скорости при повышении температуры на 10°, называется температурным коэффициентом скорости реакции (γ).
γ = Vt+10 / Vt = kt+10 / kt.
(1)
С повышением температуры на 100° скорость реакции возрастает в γ10
раз. Если γ = 2 скорость реакции возрастает в 210 раз, т. е. более чем в 1000 раз,
8
а при γ = 4 скорость возрастает в 410 раз, т. е. более чем в 1000000 раз. И, наоборот, если известно, что при повышении температуры на 80° скорость реакции
возросла в 3000 раз, то температурный коэффициент γ может быть найден из
уравнения:
γ8 = 3000.
Логарифмируя это выражение, находим
8 lg γ = lg 3000 = 3,4771, отсюда lg γ = 0,4346; γ = 2,7.
В общем случае, при изменении температуры на Δt, скорость реакции изменяется в γΔt/10 раз.
1.1.3. Уравнение Аррениуса
Более строго зависимость константы скорости реакции от температуры
передает уравнение Аррениуса:
k = А·е-Еа / RТ,
(2)
где k − константа скорости реакции; А – предэкспоненциальный множитель,
− коэффициент, учитывающий долю геометрически удачных столкновений молекул, которые могут привести к их взаимодействию; Еа – постоянная, называемая энергией активации, определяемая природой реакции. Значения Еа для
химических реакций лежат в пределах 40-400 кДж/моль; е − основание натурального логарифма.
Однако не каждое геометрически удачное столкновение вызывает реакцию. Необходимо также, чтобы кинетическая энергия этих столкновений была
достаточна, чтобы столкнувшиеся молекулы могли образовать активированный переходной комплекс. Необходимая для этого энергия называется энергией активации Еа.
Прологарифмируем уравнение Аррениуса:
ln k = ln A - Еа / RT, или
lg k = lg A - Еа / 2,3 RT.
(3)
Графическое изображение уравнения Аррениуса в логарифмической
форме приведено на рис. 1.
9
0
-1
lgk
-2
-3
-4
-5
-6
Обратная температура, 1000/T, К
-1
Рис. 1. Графическое изображение уравнения Аррениуса
в логарифмической форме
Из рис. 1 и уравнения Аррениуса видно, что
Еа / 2,3 RT = tg α = Δ lg k / Δ(1/T).
Уравнение Аррениуса позволяет проводить более точные расчеты изменения скорости реакции с увеличением температуры, чем уравнение ВантГоффа. Пользуясь уравнением Аррениуса, нетрудно раcсчитать энергию активации реакции, если из эксперимента известны ее константы скорости для двух
разных температур Т1 и Т2:
k1 =A e
-Е а
RТ1
и k 2 =A e
-E a
RT2
.
Логарифмируя эти уравнения, получим для двух температур:
ln k1 = ln A - Ea / RT1, ln k2 = ln A - Ea / RT2, или
lg k1 = lg A - Ea / 2,3 RT1, lg k2 = lg A - Ea / 2,3 RT2.
Вычитая первое уравнение из второго, получаем:
ln (k2/k1) = Ea / R(1/T1 - 1/T2), или
lg (k2/k1) = Ea / 2,3 R(1/T1 - 1/T2),
и тогда
Ea = (2,3 R(T2·T1)/(T2 - T1)) · lg (k2/k1).
Кроме этого, из уравнения Аррениуса можно рассчитать:
(4)
10
а) предэкспоненциальный множитель по формуле:
ln A = ln k + (Ea/R · 1/T);
б) константы скорости (и скорости) реакций при различных температурах;
в) отношение констант скорости реакции при двух температурах, если известна
энергия активации Еа.
Из уравнения Вант-Гоффа и уравнения (4) следует, что
γ = k2 / k1 и ΔТ = 10,
отсюда: lg γ = (Ea / 2,3 R) · (1/T1 - 1/T2).
Вернемся снова к правилу Вант-Гоффа и допустим, например, что скорость некоторой реакции увеличилась вдвое при нагревании системы на 10 градусов – от 300 К до 310 К (что отвечает нижнему пределу по правилу ВантГоффа). Тогда, Ea = 8,31 · ln 2 / (1000/300 - 1000/310) = 53,6 кДж.
Опыт показал, что если Еа < 50 кДж, то реакция при стандартных условиях идет с неизмеримо большой скоростью, если же Еа > 100 кДж, то скорость
реакции неизмеримо мала. Можно считать, что интервал (50 < Ea < 100) кДж
соответствует температурному коэффициенту константы скорости от 2 до 4.
Отсюда следует, что правило Вант-Гоффа соблюдается для ограниченного круга реакций, протекающих при температурах, близких к комнатным.
1.1.4. Влияние катализатора на скорость реакций
В присутствии катализатора появляются новые механизмы, при которых
медленные стадии заменяются более быстрыми, идущими с участием катализаторов. Элементарные стадии механизмов каталитических реакций включают
концентрации частиц катализатора, которых нет в стехиометрическом уравнении реакции. Роль катализатора сводится к снижению Еа реакции. Анализ уравнения Аррениуса показывает, что уменьшение Еа всего на 1-2 кДж/моль эквивалентно повышению температуры на 10 градусов, то есть увеличению скорости реакции в 2-4 раза. Катализатор не оказывает влияние на термодинамические характеристики реакции в целом – изменение энтальпии, энтропии и энергии Гиббса.
11
1.2. Примеры решения задач
Пример 1
Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна
75,24 кДж/моль, а с катализатором – 50,14 кДж/моль. Во сколько раз возрастает
скорость реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при
25°С?
Решение. Обозначим энергию активации без катализатора через Еа, а с
катализатором – через Еа′; соответствующие константы скорости реакции обозначим через k и k′.
Используя уравнение Аррениуса, находим:
k′/k = (e - Ea′/RT) / (e - Ea/RT) = e(Ea - Ea′) / RT.
Отсюда:
ln (k′/k) = 2,3 lg (k′/k) = (Ea - Ea′) / RT; lg (k′/k) = (Ea - Ea′) / 2,3 RT.
Подставляя в последнее уравнение данные задачи, выражая энергию активации в джоулях и учитывая, что Т = 298 К, получим:
lg (k′/k) = (75,24 – 50,14) · 103 / (2,3 · 8,314 · 298) = 25,1 · 103 / (2,3 · 8,314 · 298),
lg (k′/k) = 4,40.
Окончательно находим: k′/k = 2,5 · 104.
Ответ. Снижение энергии активации на 25,1 кДж привело к увеличению
скорости реакции в 25 тысяч раз.
Пример 2
Как изменится скорость реакции 4НСl + О2 = 2Сl2 + 2H2O, протекающей в
газовой фазе, если увеличить в три раза: 1) концентрацию кислорода, 2) концентрацию хлорида водорода, 3) давление?
Решение. Если обозначить концентрации HCl и O2 соответственно через
a и b, то выражение для скорости реакции примет вид:
V = k CHCl CO2 = k a 4 b .
После увеличения концентраций в три раза они будут равны 3a для HCl и
3b для O2, поэтому: 1) V1 = ka43b = 3ka4b. Увеличение скорости реакции, по от-
12
ношению к первоначальной, определяется отношением V1 / V = 3ka4b / ka4b = 3;
2) V2 = k(3a)4b = 81ka4b, V2 / V = 81ka4b / ka4b = 81; 3) увеличение давления в
три раза во столько же раз увеличивает концентрацию газообразных реагирующих веществ, поэтому V3 = k(3a)43b = 243ka4b; V3 / V = 243ka4b / ka4b = 243.
Ответ. 1) V1 / V = 3; 2) V2 / V = 81; 3) V3 / V = 243.
Пример 3
Температурный коэффициент реакции равен 3. Как изменится скорость
этой реакции, если температуру ее проведения повысить на 40ºС?
Решение. Обозначим скорость реакции при низкой температуре V1. В соответствии с правилом Вант-Гоффа, скорость реакции возрастает в 3 раза при
повышении температуры на каждые 10ºС. По условию задачи температура повысилась на 40ºС. Значит, V2 = V1·γ(40/10) = V1·34 = 81V1.
Обратите внимание на то, что для решения подобных задач не нужно
знать вид кинетического уравнения.
Ответ. Скорость реакции возрастет в 81 раз.
Пример 4. Вычисление времени протекания реакции при изменении температуры.
При 353 К реакция заканчивается за 20 секунд. Сколько времени длится
реакция при 293 К, если температурный коэффициент этой реакции равен 2,5?
Решение. Между скоростью протекания химических реакций и их продолжительностью существует обратно пропорциональная зависимость:
V2/V1 = τ1/τ2,
где V1 и τ1 – скорость и время протекания реакции при температуре Т1, V2 и τ2 –
скорость и время протекания реакции при температуре Т2.
Правило Вант-Гоффа в данном случае можно записать в виде:
τ1
=
τ2
T2 -T1
10
,
откуда τ1 = τ2·γ(T2-T1)/10, τ1 = 20·2,5(353-293)/10 = 20·2,56; τ1 = 4879 с = 1 ч 21 мин 19 с.
Ответ. При 293 К реакция длится 1 ч 21 мин 19 с.
13
Пример 5
Для реакции 2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+ определите порядок относительно
каждого реагента, суммарный порядок и напишите кинетическое уравнение на
основании следующих кинетических данных:
Концентрация, моль/л
V0
[Fe ]0
[Sn2+]0
C
C
V
2C
C
4V
2C
2C
8V
Решение. Из приведенных данных видно, что увеличение [Fe3+]0 в 2 раза
3+
при неизменной концентрации [Sn2+]0 приводит к увеличению скорости в 4 раза, следовательно, порядок по железу равен 2. Увеличение обеих концентраций
в 2 раза приводит к увеличению скорости в 8 раз. Так как порядок по железу
равен 2, такое изменение скорости соответствует первому порядку по олову.
Тогда общий порядок равен 3. Кинетическое уравнение реакции:
V = k[Fe3+]2 · [Sn2+].
Ответ. V = k[Fe3+]2·[Sn2+]. Порядок по Fe3+ – 2, – по Sn2+ – 1, общий – 3.
Пример 6
Определите энергию активации Еа реакции, для которой при повышении
температуры от 22ºС до 32ºС скорость удваивается, если концентрации реагентов остаются при этом постоянными.
Решение. Так как концентрации реагентов одинаковы, то удвоению скорости соответствует удвоение константы скорости. Запишем уравнение Аррениуса для двух температур в виде:
ln k1 = ln A - Eа / RT1, ln k2 = ln A - Eа / RT2.
Возьмем их разность: ln k2 - ln k1 = - Eа / RT2 + Eа / RT1,
отсюда R ln (k2/k1) = Eа (1/T1 - 1/T2); Eа = R ln (k2/k1) / (1/T1 - 1/T2).
Отношение k2/k1 = 2 по условию, Т1 = 295 К, Т2 = 305 К. Находим значения обратных температур: 1/T1 = 1/295 = 0,00339; 1/T2 = 1/305 = 0,00328;. Получаем Еа =8,3 · ln 2 / (0,00011) = 52353.
Ответ. Еа = 52353 Дж =52,4 кДж.
14
1.3. Экспериментальная часть
Лабораторная работа
Скорость химических реакций
Цель работы: изучить влияние различных факторов на скорость химических реакций в гомогенной и гетерогенной системах.
Приборы и реактивы. Секундомер. Термостат (стакан вместимостью
200-250 мл и крышка к нему с отверстиями для пробирок). Термометр на 100ºС.
Фарфоровая ступка с пестиком. Тигельные щипцы. Спиртовка. Шпатель. Стеклянная палочка. Бюретка (10 мл). Колба коническая (50 мл). Лучинка. Растворы: тиосульфата натрия (1н), йодата натрия или калия (0,25н), серной кислоты
(0,5н, 2н), соляной кислоты (2н), хлорида железа (III) (0,0025н, 0,5н, насыщенный), роданида калия (0,0025н, насыщенный), дихромата калия (0,5н), гидроксида аммония, гидроксида натрия, крахмального клейстера, пероксида водорода
(10%-ный), перманганата калия (0,1н), щавелевой кислоты (0,5н), сульфата
марганца (II) (0,5н). Кристаллические вещества: сульфит натрия, нитрат свинца,
йодид калия, порошок алюминия, йод, оксид марганца (IV). Алюминиевая
фольга.
1.3.1. Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ
на скорость реакции в гомогенной системе
Опыт 1а. Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой
Реакция взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой протекает
по уравнению:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S↓ + SO2↑ + H2O.
Эта реакция протекает в 3 стадии (система последовательных реакций):
Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3 + Na2SO4,
(а)
H2S2O3 = H2SO3 + S↓,
(б)
H2SO3 == H2O + SO2↑.
(в)
Скорость всего процесса определяется скоростью наиболее медленной
реакции, в данном случае это реакция (б). Постановка опыта основывается на
15
следующем: разложение тиосерной кислоты (H2S2O3) сопровождается выделением эквивалентного количества коллоидной серы, поэтому по оптической
плотности ее суспензии можно судить о скорости данной реакции.
Для предварительного ознакомления с характером изучаемой реакции
проделайте качественный опыт: внесите в пробирку 5-10 капель 1н раствора
тиосульфата натрия и 1-2 капли 2н раствора серной кислоты. Обратите внимание, что выделяющаяся сера образует суспензию, которая делает раствор мутным. По времени начала помутнения можно судить о начале реакции и о ее
скорости.
Порядок проведения опыта и оформление
1) Запишите уравнение реакции.
2) Начертите таблицу 1.
Таблица 1
№
пробирки
1
2
3
Кол-во Кол-во
капель
раствора капель
Н2О
Na2S2O3
4
8
12
8
4
-
Общий Условная
Кол-во
объем концентракапель раствора
ция
H2SO4 (кол-во
Na2S2O3,
капель)
моль/л
1
13
1С
1
13
2С
1
13
3С
Скорость
Время реакции
течения усл. ед.,в
реакции, V = 1/ ,
,с
с-1
3) Налейте в три пробирки количество капель тиосульфата натрия и воды
в соотношениях, указанных в таблице 1. Первую и вторую пробирки осторожно
встряхните. Таким образом, содержание (концентрация) тиосульфата натрия во
второй пробирке будет в два раза больше, чем в первой, а в третьей – в три раза
больше, чем в первой, т. е. приготовлены три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Если условно обозначить молярную концентрацию тиосульфата натрия в пробирке № 1 С моль, то в пробирке № 2 будем иметь концентрации 2С моль, а в пробирке № 3 3С моль.
4) Возьмите пробирку № 1 и добавьте в нее одну каплю 2н раствора серной кислоты и тотчас же включите секундомер или начните отсчет времени по
секундной стрелке часов. Следите за тем, чтобы капля серной кислоты точно
16
попала в раствор, а не на стенку пробирки. При появлении в растворе опалесценции (начальных признаков помутнения) выключите секундомер. Запишите в
таблицу 1 время ( ) с момента добавления кислоты до помутнения раствора, то
есть время начала реакции.
5) Рассчитайте скорость реакции, как величину обратно пропорциональную времени: V = 1/ и запишите в таблицу.
Опыт повторите поочередно с пробирками № 2 и № 3, отмечая время с
момента добавления кислоты до помутнения раствора. Обратите внимание на
то, чтобы во всех опытах время фиксировалось при появлении одной и той же
плотности помутнения. Для этого его должен отмечать один и тот же студент.
6) На миллиметровой бумаге начертите график зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия. Для этого на оси абсцисс отложите
в определенном масштабе относительные концентрации тиосульфата натрия, а
на оси ординат – отвечающие им скорости: V = 1/ , с-1.
7) Запишите выражение закона действующих масс для рассматриваемой
реакции, определите ее молекулярность и порядок.
8) На основании проделанных опытов и графика сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Как согласуются ваши наблюдения с законом действующих масс?
9) Найдите из графика величину константы скорости реакции. На основании этого сделайте вывод: велика или мала скорость данной реакции? Зависит
ли константа скорости от концентрации реагирующих веществ?
Опыт 1б. Взаимодействие йодата натрия с сульфитом натрия
Процесс окисления сульфита натрия йодатом натрия выражается уравнением:
2NaJO3 + 5Na2SO3 + H2SO4 = J2 + 6Na2SO4 + H2O.
Эта реакция протекает по двум ступеням.
Первая ступень: 3Na2SO3 + NaJO3 = Na2SO4 + NaJ,
3SO32- + JO3- = 3SO42- + J-.
17
После полного окисления сульфита натрия (конец первой реакции), образовавшийся йодид натрия вступает во взаимодействие с непрореагировавшим йодатом натрия.
Вторая ступень: NaJO3 + 5NaJ + 3H2SO4 = 3J2 + 3Na2SO4 + 3H2O,
JO3- + 5J- + 6H+ = 3J2 + 3SO42- + 3H2O.
Выделяющийся молекулярный йод образует с присутствующим в растворе крахмалом соединения, окрашивающие раствор в синий цвет.
Появление синей окраски указывает на начало второй ступени и на конец
первой. Реакция окисления сульфита йодатом натрия протекает довольно медленно, поэтому время ее протекания можно измерить с помощью секундомера.
Началом реакции считают момент приливания сульфита натрия к раствору йодата, а концом – появление синей окраски. Выделение даже незначительного
количества свободного йода обнаруживается в присутствии крахмала.
Порядок проведения опыта и оформление
1) Запишите уравнение реакции.
2) Начертите таблицу 2.
Таблица 2
Кол-во
Кол-во
Общий
капель
Условная
№ капель Кол-во
объем
восстаконцентрапро- раство- капель
раствора
новиция NaJO3,
бирки
ра
Н2О
(кол-во
тельной
моль/л
NaJO3
капель)
смеси
1
4
12
2
18
1С
2
8
8
2
18
2С
3
12
4
2
18
3С
Скорость
Время
реакции
течения
в у. е.,
реакции,
V = 1/ ,
,с
с-1
3) В трех сухих пробирках приготовьте одинаковые объемы растворов
йодата натрия различной концентрации. Для этого в первую пробирку внесите
4 капли 0,25н раствора йодата натрия и 12 капель дистиллированной воды, во
вторую пробирку – 8 капель этого же раствора йодата натрия и 8 капель воды, в
третью пробирку – 12 капель йодата натрия и 4 капли воды. Таким образом,
концентрация йодата натрия во втором и третьем случае будет соответственно
18
в 2 и 3 раза больше, чем в первом. Если условно обозначить молярную концентрацию йодата в пробирке № 1 С моль, то в пробирках № 2 и № 3 будем иметь
концентрацию 2С и 3С моль соответственно. Пробирки поставьте в штатив.
4) Приготовьте восстановительную смесь: 2 микрошпателя сульфита
натрия внесите в пробирку и растворите в 10 каплях воды. В раствор добавьте
10 капель свежеприготовленного крахмала и 2 капли 2н серной кислоты. Смесь
размешайте стеклянной палочкой.
5) Внесите 2 капли приготовленной восстановительной смеси в пробирку
№ 1. По секундомеру отметьте время от момента добавления восстановительной смеси до появления в растворе синей окраски. Опыт повторите поочередно
с пробирками № 2 и № 3, отмечая время с момента добавления восстановительной смеси до появления в растворе синей окраски.
6) На миллиметровой бумаге начертите график зависимости скорости реакции от концентрации йодата натрия. На оси абсцисс отложите в определенном масштабе относительные концентрации йодата натрия, а на оси ординат
отвечающие им скорости: V = 1/ , с-1.
7) Запишите выражение закона действующих масс для рассматриваемой
реакции, определите ее молекулярность и порядок.
8) На основании проделанных опытов и графика сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации йодата натрия. Как согласуются
ваши наблюдения с законом действующих масс?
9) Найдите из графика величину константы скорости реакции. На основании этого сделайте вывод: велика или мала скорость данной реакции? Зависит
ли константа скорости от концентрации реагирующих веществ?
1.3.2. Опыт 2. Влияние температуры на скорость гомогенной
химической реакции
Порядок проведения опыта и оформление
1) Напишите уравнение реакции.
2) Начертите таблицу 3.
19
Таблица 3
№ наблюдения
1
2
3
4
Температура
опыта
о
t, С
Т, К
t комн.
Время те- Скорость
Обратная
чения ре- реакции, температура,
103/Т, Какции, , с V = 1/ , с-1
Логарифм
скорости,
lg V, [с-1]
t комн. + 10
t комн. + 20
t комн. + 30
3) Изучение зависимости скорости реакции от температуры проводят в
термостате при температурах на 10оС, на 20оС и на 30оС выше комнатной. В качестве термостатов могут служить стаканы с крышками, наполненные дистиллированной водой. В крышках имеются 4 отверстия. В одно из отверстий
крышки термостата вставлена коническая пробирка с 2н раствором серной кислоты и опущенной в нее пипеткой. Закрепите термометр во втором отверстии
крышки термостата.
4) Изучение зависимости скорости реакции от температуры проводят на
примере реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой (смотри опыт 1а).
В четыре микропробирки поместите по 4 капли раствора Na2S2O3 и 8 капель Н2О (условная концентрация С моль), встряхните пробирки для перемешивания полученного раствора и две пробирки поставьте в термостат, две другие пробирки оставьте на штативе.
5) Первое наблюдение проделайте при комнатной температуре. Отметьте
и запишите в таблицу 3 температуру воды в термостате. Это и будет температура первого наблюдения. Внесите в одну из пробирок одну каплю раствора 2н
H2SO4. Определите и запишите в таблицу 3 время ( ) с момента добавления
кислоты до помутнения раствора при комнатной температуре.
6) Поставьте термостат на плитку и нагрейте воду в термостате до температуры на 10оС выше комнатной. Снимите термостат с плитки и сразу внесите
во вторую пробирку 1 каплю серной кислоты. При проведении опыта пробирки
из термостата не вынимайте. Определите и запишите в таблицу 3 время ( ) с
20
момента добавления кислоты до помутнения раствора при температуре на 10оС
выше комнатной.
7) Замените использованные микропробирки в термостате на пробирки с
приготовленным раствором тиосульфата натрия концентрации С моль, находящиеся на штативе. Повторите опыт с раствором тиосульфата и серной кислоты
в термостате, нагрев его до температуры на 20 С выше комнатной и на 30 С
выше комнатной, измеряя время течения реакции в пробирках № 3 и № 4, как и
в первом случае. Данные наблюдений занесите в таблицу 3.
8) Рассчитайте скорости реакции в условных единицах для всех четырех
наблюдений (V = 1/ ). На основании опытных данных рассчитайте температурный коэффициент реакции для трех температурных интервалов (γ1-2, γ2-3, γ3-4) и
среднее значение температурного коэффициента (γср = (γ1-2 + γ2-3 + γ3-4) / 3). Как
согласуются полученные величины температурного коэффициента с правилом
Вант-Гоффа?
9) Начертите график зависимости скорости реакции от температуры в
координатах: V (1/ ), с-1 – t, С.
10) Сравните графики в опытах 1а и 2 и ответьте на вопрос: какой из факторов больше влияет на скорость рассматриваемой реакции – температура или
концентрация реагирующих веществ?
11) Сформулируйте вывод о зависимости скорости химической реакции от
температуры. Как согласуется вид кривой на полученном графике зависимости
скорости реакции от температуры с правилом Вант-Гоффа?
12) На основании величин двух последних колонок таблицы 3 постройте
график зависимости lg V = f (103/T) (рис. 2). Используя полученный график,
рассчитайте энергию активации по формуле:
Еа = -2,3R · tg β,
где β – угол наклона прямой к оси температур.
13) Рассчитайте энергию активации также по формуле:
Ea = (2,3 R (T2·T1) / (T2 - T1)) · lg (k2/k1)
21
для самой медленной стадии изучаемой реакции взаимодействия тиосульфата
Логарифм скорости, lgV
натрия с серной кислотой.
0
-1
-2
-3
-4
-5
-6
Обратная температура, 1000/T, К-1
Рис. 2. Зависимость lg V от обратной температуры 103/T, K-1
14) Сделайте вывод о скорости реакции.
1.3.3. Опыт 3. Влияние степени смешения реагентов на скорость
гетерогенной химической реакции
В сухой ступке осторожно смешайте (не растирая пестиком) несколько
кристалликов нитрата свинца и йодида калия. Происходит ли изменение окраски? Энергично разотрите в ступке кристаллы пестиком. Что происходит? Из
пипетки добавьте к смеси несколько капель воды: смесь моментально окрашивается в ярко-желтый цвет. Дайте объяснение проведенному опыту в целом. Запишите уравнение реакции.
1.3.4. Опыт 4. Влияние величины поверхности реагирующих веществ
на скорость химической реакции в гетерогенной системе
Горение металлического алюминия
Тигельными щипцами возьмите маленький кусочек алюминиевой фольги
и внесите в пламя спиртовки. Отметьте, что горение алюминия не наблюдается.
Внесите в пламя спиртовки мелкий порошок алюминия. Для этого небольшое его количество возьмите маленькой ложечкой или шпателем и медленно ссыпьте сверху в пламя спиртовки. Отметьте наблюдаемое явление,
напишите уравнение реакции и сделайте вывод о влиянии величины поверхности реагирующего вещества на скорость реакции.
22
1.3.5. Опыт 5. Влияние катализатора на скорость химической реакции
Опыт 5а. Каталитическое влияние воды на реакцию взаимодействия
алюминия с йодом
В цилиндрическую пробирку шпателем внесите небольшое количество
порошка алюминия и мелко растертый йод. Размешайте все стеклянной палочкой. Отметьте, что реакция практически не идет. Добавьте в пробирку одну
каплю воды. Отметьте, как влияет добавление воды на скорость течения реакции. Все наблюдения запишите в журнал. Напишите уравнение реакции взаимодействия алюминия с йодом.
Опыт 5б. Каталитическое разложение пероксида водорода
В коническую пробирку внесите 3-5 капель 10%-ного раствора пероксида
водорода. Отметьте, что в обычных условиях заметного разложения пероксида
водорода не наблюдается.
К раствору H2O2 добавьте несколько крупинок оксида марганца (IV). Что
наблюдается? Поднесите к отверстию пробирки тлеющую лучинку. Какой газ
выделяется?
Запишите свои наблюдения. Ответьте на вопросы. Напишите уравнение
реакции разложения пероксида водорода. Отметьте различие в скорости реакции разложения пероксида водорода при отсутствии оксида марганца (IV) и
при его добавлении. Каково значение оксида марганца (IV) в этой реакции?
1.3.6. Опыт 6. Автокатализ
На примере реакции восстановления перманганата калия щавелевой кислотой в среде H2SO4 можно ознакомиться с явлением автокатализа:
5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O.
Порядок проведения опыта
В коническую колбу вместимостью 50 мл налейте 10 мл 0,5н раствора
щавелевой кислоты и 5 мл 0,5н раствора серной кислоты. Затем равными порциями по 1 мл прилейте из бюретки 10 мл 0,1н раствора KMnO4, каждый раз
отмечая время исчезновения его окраски. Опыт повторите, добавив в колбу со
23
смесью кислот перед титрованием 1 мл 0,5н раствора сульфата марганца (II).
Почему последующие порции раствора KMnO4 обесцвечиваются быстрее? Почему указанная реакция называется автокаталитической?
2. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
2.1. Теоретическая часть
При протекании многих химических реакций по мере образования продуктов начинается процесс их разложения на исходные вещества. Такие химические реакции, протекающие в двух взаимно противоположных направлениях,
называются обратимыми. Чем больше продукта образуется, тем выше (в соответствии с законом действующих масс) скорость обратной реакции. В результате неизбежно состояние системы, когда в единицу времени образуется
столько же молекул продукта, сколько их распадается на исходные вещества.
Таким образом, обратимые реакции заканчиваются установлением химического
равновесия.
Химическое равновесие – это такое состояние системы реагирующих
веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой. Химическое равновесие имеет динамический характер. В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются, но результаты их взаимно
уничтожаются. В состоянии равновесия концентрации всех его участников перестают меняться. Эти концентрации веществ, которые устанавливаются при
химическом равновесии, называют равновесными.
Состояние равновесия характеризует величина, равная отношению констант скоростей прямой и обратной реакций – константа равновесия Кравн.
Константа равновесия показывает, во сколько раз скорость прямой реакции
больше скорости обратной реакции при постоянных концентрациях всех участвующих веществ, равных 1 (при данной температуре). Константа равновесия –
безразмерная величина.
Закон действующих масс для обратимой реакции: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях их
24
стехиометрических коэффициентов, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов, есть постоянная величина, называемая константой равновесия.
В общем виде для обратимой реакции: аА + bВ = сС + dD – константа
равновесия определяет соотношение равновесных концентраций продуктов реакции и исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов:
Кравн = ([С]с·[D]d) / ([А]а·[В]b).
Если одно из веществ, например D, находится в твердой фазе, то его концентрацию считают равной 1, и выражение для константы равновесия будет
иметь вид:
Кравн = [С]с / ([А]а·[В]b).
Термодинамический подход к состоянию химического равновесия основан на том, что обратимая химическая реакция может прийти в состояние равновесия как со стороны чистых исходных веществ (прямая реакция), так и со
стороны чистых продуктов (обратная реакция). Связь Кравн с энергией Гиббса
выражается уравнением: ΔG0Т = - RT ln Кравн или, подставляя значения R и переходя к десятичным логарифмам: ΔG0T = - 19,144 Т lg Кравн.
Равновесные концентрации определяют степень превращения исходных
веществ, т. е. полноту протекания реакции, поэтому необходимо уметь проводить расчеты равновесных концентраций. Рассмотрим несколько примеров.
2.2. Примеры решения задач
Пример 1
Для обратимой реакции Н2 + J2 ↔ 2НJ вычислить равновесные концентрации водорода и йода, если известно, что их начальные концентрации составляют по 0,02 моль/л, а равновесная концентрация НJ равна 0,03 моль/л.
Решение. В момент начала реакции йодоводорода в смеси не было. Значит, весь йодоводород образовался в результате протекания реакции.
25
Два моля йодоводорода (НJ) могли образоваться из 1 моля водорода (Н2),
значит, 0,03 моль/л йодоводорода могли образоваться из x моль/л водорода.
Из пропорции 2 : 1 = 0,03 : х находим, что для получения имеющегося в
равновесной смеси количества йодоводорода должно было вступить в реакцию
х = 0,015 моль/л водорода.
Из аналогичной пропорции находим, что в реакцию вступило 0,015 моль/л
йода.
Если в начальный момент было по 0,02 моль/л водорода и йода, из которых по 0,015 моль/л этих веществ вступило в реакцию, то осталось в равновесной смеси:
[Н2] = [J2] = Сисх - Спрореаг = 0,02 - 0,015 = 0,005 моль/л.
Таким образом, равновесная концентрация любого исходного вещества
равна разности его исходной концентрации и концентрации, израсходованной
на образование продукта; равновесная концентрация продукта обратимой реакции равна концентрации продукта, образовавшегося в ходе реакции.
Пример 2
В системе СО + Cl2 ↔ COCl2 равновесная концентрация веществ составляет: [Cl2] = 0,3 моль/л, [CO] = 0,2 моль/л, [COCl2] = 1,2 моль/л. Вычислить
константу равновесия системы и начальные концентрации Cl2 и СО.
Решение. Константа равновесия, исходя из уравнения обратимой реакции, равна:
Кравн = [COCl2] / ([CO] · [Cl2]) = 1,2 / (0,3 · 0,2) = 20.
Обратимся теперь к стехиометрии реакции. Если для получения 1 моля
продукта (НJ) требуется по 1 молю исходных веществ (Н2 и J2), то для получения 1,2 моль/л НJ потребуется по 1,2 моль/л Н2 и J2.
Исходные концентрации реагирующих веществ равны суммам равновесных концентраций их и концентраций веществ, вступивших в реакцию:
Сисх(СО) = 0,2 + 1,2 = 1,4 моль/л,
Сисх(Cl2) = 0,3 + 1,2 = 1,5 моль/л.
26
Пример 3
Чему равна массовая доля H2 и J2, превращающихся в йодид водорода
(НJ), если они взяты в количестве вещества 1 моль каждый, а константа равновесия при температуре опыта равна 4?
Решение. Уравнение реакции: H2 + J2 = 2HJ
Взято, моль/л
H2
J2
1
1
х
х
К моменту равновесия
прореагировало, моль/л
Осталось, моль/л
1-х
1-х
__________________________________________________
Образовалось HJ, моль/л
2х
Если равновесные концентрации H2 и J2 составляют (1 - х) моль/л, а равновесная концентрация HJ – 2х моль/л, то
Кравн = [HJ]2 / ([H2]·[J2]) = (2х)2/((1 - х)·2) = 4,
откуда х = 0,5 моль/л. Таким образом, массовая доля H2 и J2, превратившихся в
HJ, составляет 50 %.
2.3. Экспериментальная часть
Лабораторная работа
Химическое равновесие
Приборы и реактивы. Спиртовка. Держатель для пробирок. Конические
пробирки. Штатив. Растворы: хлорида железа (III) (0,0025н, насыщенный); роданида калия (0,0025н, насыщенный); дихромата калия (10%-ный); гидроксида
натрия (концентрированный); серной кислоты (концентрированный); гидроксида аммония (25%-ный); фенолфталеина (1%-ный). Кристаллические вещества:
хлорид железа, роданид калия, хлорид калия.
Цель работы: изучить влияние различных факторов на химическое равновесие в обратимых реакциях.
27
2.3.1. Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на
химическое равновесие при образовании роданида железа (III).
Изучите влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия в реакции:
FeCl3 + 3KCNS ↔ Fe(CNS)3 + 3KCl
красный
путем сопоставления интенсивности окраски растворов при последовательном
добавлении: а) хлорида железа; б) роданида калия; в) хлорида калия.
Порядок проведения опыта и оформление
1. В четыре конические пробирки внесите по 5-7 капель 0,0025н растворов хлорида железа(III) и роданида калия. Что наблюдаете при этом ? Одну
пробирку с полученным раствором сохраните для сравнения результатов опыта
(контрольная пробирка). В остальные пробирки добавьте следующие реактивы:
в первую – несколько капель насыщенного раствора или несколько кристалликов сухой соли FeCl3, во вторую – несколько капель насыщенного раствора или
несколько кристалликов сухой соли KCNS, в третью – несколько кристалликов
КCl. Сравните интенсивность окраски полученных растворов в трех пробирках
с интенсивностью окраски раствора в контрольной пробирке.
2. Результаты наблюдений представьте в виде таблицы.
Таблица 4
№ пробирки
1
(контрольная)
2
3
4
Добавлено
вещество
Наблюдаемые
Вывод: равновесие сместиизменения окраски лось в сторону образования:
FeCl3
KCNS
КCl
3. Составьте уравнение данной обратимой реакции и напишите выражение константы равновесия.
4. Приведите выражение для Кравн данной реакции. Примените к нему математические рассуждения и докажите правильность смещения равновесия, полученного опытным путем.
28
5. Используя принцип Ле-Шателье, объясните изменение интенсивности
окраски растворов во второй, третьей и четвертой пробирках. Сместится ли
равновесие при разбавлении полученных растворов?
6. Как можно довести практически до конца обратимую реакцию?
2.3.2 Опыт 2. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие при образовании дихромат-аниона
Изучите влияние концентрации ионов водорода на состояние равновесия
процесса:
2CrO2-4 + 2H+
желтый
хромат-анион
Cr2O72- + H2O .
оранжевый
дихромат-анион
Порядок проведения опыта и оформление
1. В пробирку налейте 5 мл 10%-ного раствора дихромата калия. По каплям прибавьте к этому раствору концентрированный раствор щелочи. Что
наблюдаете? Что свидетельствует о том, что равновесие сместилось влево?
2. К полученному раствору, имеющему желтую окраску, добавьте по каплям концентрированную серную кислоту. Что происходит при этом? Что свидетельствует о том, что равновесие сместилось в нужном направлении?
3. Сделайте вывод о том, какие из данных ионов присутствуют в кислой и
щелочной среде.
4. Напишите выражение константы равновесия для данного обратимого
процесса и дайте объяснение наблюдаемым явлениям на основании математических рассуждений.
5. Дайте объяснение наблюдаемым явлениям на основании принципа ЛеШателье.
6. Напишите уравнение реакции в молекулярном виде.
2.3.3. Опыт 3. Влияние изменения температуры на смещение
химического равновесия
В водном растворе аммиака устанавливается следующее равновесие:
29
NH3 + H2O ↔ NH3·H2O,
NH3·H2O ↔ NH4+ + ОН-
ΔН0298 = 132,4 кДж/моль.
Порядок проведения опыта и оформление
1. В коническую пробирку налейте 2-3 мл дистиллированной воды, добавьте по 1 капле 25%-ного раствора аммиака и фенолфталеина. На пламени
спиртовки осторожно нагрейте раствор до кипения. Что наблюдаете? О чем
свидетельствует исчезновение малиновой окраски?
2. Осторожно охладите пробирку с раствором в струе водопроводной воды. Что происходит при этом? О чем это свидетельствует?
3. Напишите выражение константы равновесия для данной обратимой реакции. Объясните наблюдаемое явление на основании зависимости К равн от
температуры, т. е. на основании уравнения изобары реакции.
4. Объясните наблюдаемые явления на основании принципа Ле-Шателье.
3. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Что изучает химическая кинетика? Какова ее практическая цель?
2. Дайте определение гомогенных и гетерогенных реакций. Как находятся их
скорости?
3. Может ли скорость реакции быть отрицательной величиной? Ответ мотивируйте.
4. Чем отличается средняя скорость реакции от скорости, которая определяется как производная dc/dτ?
5. От каких факторов зависит скорость химических реакций? Дайте определение закона действующих масс. В равенствах, выражающих этот закон,
отражена ли зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ?
6. Каков физический смысл константы скорости реакции? Какова ее размерность? От каких параметров зависит константа скорости реакции?
30
7. Зависит ли константа скорости от температуры, природы реагирующих
веществ и их концентраций?
8. Если для двух реакций: а) одинаковы концентрации реагирующих веществ
и температура, то чем определяется различие в их скоростях; б) одинаковы
константы скорости, то при каких условиях будут одинаковы их скорости?
9. Что означает термин «механизм химической реакции»?
10. Дайте определение понятиям «порядок реакции по веществу» и «порядок
реакции в целом». Связаны ли порядки реакции по отдельным веществам
со стехиометрическими коэффициентами брутто-реакции? Ответ мотивируйте и поясните на примере.
11. Объясните термин «молекулярность реакции».В чем заключается различие
«порядка» и «молекулярности» химических реакций? В каком случае эти
величины могут быть равными?
12. Напишите выражение для скорости следующих химических реакций:
а) 2NO(газ) + О2(газ) = 2NO2(газ),
б) СаО(кр) + СО2(газ) = СаСО3(кр),
в) FеО(кр) + Н2(газ)= Fе(кр) + Н2О(ж).
Перечислите способы, которыми можно увеличить и уменьшить скорость
данной химической реакции.
13. Какой формулой выражается правило Вант-Гоффа? Что называют температурным коэффициентом скорости реакции? Какие он может иметь значения? Почему повышение температуры увеличивает скорость реакции? Какой фактор определяет возможность осуществления химической реакции
при столкновении частиц реагирующих веществ?
14. Какие молекулы называют активными? Что называют энергией активации
и активным комплексом? На основании анализа уравнения Аррениуса сделайте вывод о влиянии энергии активации на константу скорости реакции?
При каких условиях могут осуществляться реакции, характеризующиеся
высоким значением энергии активации?
31
15. Какие реакции называют необратимыми, обратимыми? Определите понятия прямой и обратной химической реакции.
16. Одинаковы или различны значения констант скоростей для прямой и обратной реакции? Объясните.
17. Как изменяются во времени скорости прямой и обратной реакции? Чем это
обусловлено и в какое состояние приводит данную систему?
18. Что называют химическим равновесием? Почему оно является динамическим? Какие концентрации реагирующих веществ называют равновесными?
19. Что называют константой химического равновесия? Зависит ли эта величина от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры,
давления?
20. Объясните, почему числовое значение константы равновесия определяет
глубину превращения исходных веществ в продукты реакции?
21. Какой процесс называют смещением химического равновесия? На конкретных примерах покажите, как смещается равновесие системы под влиянием изменения: а) концентрации одного из реагирующих веществ, б) температуры, в) давления.
22. Если константа скорости прямой реакции много меньше или много больше
константы скорости обратной реакции, как это влияет на числовое значение константы равновесия и выход продуктов реакции?
23. Почему в выражение для скорости химической реакции или константы
равновесия не входят концентрации веществ, находящихся в твердой фазе?
24. Разностью каких величин определяется тепловой эффект реакции? При каких условиях он может быть: а) равным нулю, б) иметь положительное или
отрицательное значение?
25. Что называют каталитическими реакциями, катализаторами и ингибиторами? Какой катализ называют: а) гомогенным, б) гетерогенным? Почему катализатор не влияет на тепловой эффект реакции и не смещает химического равновесия?
32
26. Каков механизм гомогенного катализа? Какую роль играют адсорбционные
процессы в гетерогенном катализе?
27. Какое уравнение выражает связь константы равновесия с основными термодинамическими характеристиками?
28. Какова роль знака теплового эффекта реакции (ΔН0298) в определении влияния температуры на величину константы равновесия? Какие значения ΔН
и ΔS способствуют протеканию реакции в прямом направлении, то есть
увеличивают константу равновесия?
29. Из какого уравнения следует, что при отрицательных значениях ΔG реакции Кравн > 1? При каких значениях ΔG реакции Кравн < 1 и Кравн = 1?
30. Реакция окисления СО в присутствии катализатора V2O5(кр):
2СО (газ) + О2 (газ) ↔ 2СО2 (газ)
имеет нулевой порядок по кислороду и первый порядок по оксиду углерода
(II). Запишите кинетическое уравнение данного процесса.
31. Реакция 2Н2 (газ) + О2 (газ) ↔ 2Н2О(газ), проходящая на поверхности катализатора, имеет порядок по водороду, равный нулю и порядок по кислороду,
равный 0,5. Запишите кинетическое уравнение для данной реакции.
Библиографический список
1. Глинка, Н.Л. Общая химия [Текст]/ Н.Л. Глинка. − М.: Интеграл-пресс,
2002. − 728 с.
2. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии [Текст]: учеб. пособие
для вузов/ Н.Л. Глинка. − 23-е изд., испр. − Л.: Химия, 1985. − 264 с.
3. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия [Текст]: учеб. для вузов/
Н.С. Ахметов. − 4-е изд., испр. − М.: Высш. школа, 2001. − 743 с.