ЛР Кинетика хим.реакций - Новгородский государственный

Министерство образования и науки РФ
Федеральное государственное бюджетное учреждение
высшего профессионального образования
Новгородский государственный университет имени Ярослава Мудрого
__________________________________________________________________
Институт сельского хозяйства и природных ресурсов
Кафедра фундаментальной и прикладной химии
КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Методические указания
к лабораторной работе
Великий Новгород
2013
Кинетика химических
реакций: Метод указ./Сост. И.В.Летенкова,
Е.Н.Бойко. – Великий Новгород, НовГУ им. Ярослава Мудрого, 2012.– 18с.
В методических указаниях рассмотрены основные вопросы по теме
«Кинетика химических реакции». Рассмотрено влияние различных факторов на
скорость химической реакции, химическое равновесие и его смещение.
Методические
указания
предназначены
для
студентов
всех
специальностей, изучающих химию.
2
CОДЕРЖАНИЕ
Введение ....................................................................................................................... 4
Цель работы ................................................................................................................. 5
2 Основные теоретические положения ..................................................................... 5
2.1 Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ ...... 5
2.2 Зависимость скорости реакции от температуры ................................................ 7
2.3 Зависимость скорости реакции от присутствия катализатора.......................... 8
2.4 Химическое равновесие. Смещение химического равновесия ........................ 9
3 Требования техники безопасности ....................................................................... 12
4 Экспериментальная часть ...................................................................................... 12
4.1. Зависимость скорости реакции от концентрации одного из
реагирующих веществ............................................................................................... 12
4.2. Зависимость скорости реакции от температуры ............................................. 14
4.3 Влияние катализатора на скорость реакции ..................................................... 15
4.4 Смещение химического равновесия .................................................................. 16
5 Требования к содержанию отчета ........................................................................ 16
6 Вопросы и задания для самоконтроля.................................................................. 17
Литература ................................................................................................................. 18
3
ВВЕДЕНИЕ
Химическая кинетика – учение о химическом процессе, его механизме и
закономерностях протекания во времени.
Химическая кинетика изучает зависимость скорости химических реакций
от концентраций реагентов, температуры, присутствия катализатора, свойств
среды, электромагнитного излучения и других факторов. Выяснение механизма
химических превращений, взаимосвязи между скоростью химической реакции
и строением молекул реагирующих веществ – одна из важнейших задач
химической кинетики.
В природе и технике протекает огромное количество разнообразных
химических процессов – начиная от простейших реакций веществ в
лабораторных условиях и кончая сложнейшими процессами, протекающими в
живых организмах.
Химическая кинетика представляет не только научный интерес, но имеет
и большое практическое значение. Она открывает возможность сознательного
управления промышленными процессами, позволяет решать вопросы
интенсификации технологических процессов.
4
1 ЦЕЛЬ РАБОТЫ
1. Установить характер зависимости скорости реакции от концентрации
одного из реагирующих веществ;
2. Установить характер зависимости скорости реакции от температуры;
3. Установить, как влияет на скорость реакции введение катализатора;
4.
2 ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
2.1 Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих
веществ
Скорость реакции определяется числом элементарных актов
взаимодействия между частицами (молекулами) реагирующих веществ в
единице реакционного объёма в единицу времени.
Практически истинная скорость химической реакции в газовой фазе или
в растворе определяется бесконечно малым изменением количества вещества
dν за бесконечно малый промежуток времени dτ в единице реакционного
объема V:
υ=±
dν
.
V  dτ
Скорость химической реакции – величина положительная. Знак «+»
используют, если скорость реакции определяют по изменению количества
продукта. Количество продукта увеличивается, и Δν > 0. Знак «–» используют,
если скорость реакции определяют по изменению количества исходного
вещества. Количество исходного вещества уменьшается, и Δν < 0.
Если реакция протекает при постоянном объеме, то скорость выражают
через молярную концентрацию С:
υ=±
dC
.
dτ
Для реакции aA + bB +… → сС + dD +…
скорость в момент времени τ определяют
υ=–
d
C
d
C
d
C
d
C
C
A
D
=
B
=
=
,
a

d
τ b

d
τc

d
τd

d
τ
где а,b,с,d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Среднюю скорость за время Δτ определяют через конечные разности
концентраций:
υср =
Δ
C
Δ
CΔ
C
Δ
C
A
=
B
=C
=D
.
a

Δ
τb
c

Δ
τ

Δ
τ
d

Δ
τ
5
Размерность скорости равна размерности концентрации, деленной на
размерность времени:
[υ] = [С] / [τ].
Скорость реакции выражают в моль·л–1·с–1, моль·л–1·мин–1,моль·л–1·ч–1.
В гомогенной системе реакционным объемом служит объём сосуда, в
котором протекает взаимодействие.
В гетерогенной системе реакция осуществляется на поверхности
раздела фаз. Поверхность раздела фаз является в этом случае реакционным
пространством. Поэтому концентрация газообразных и жидких веществ,
участвующих во взаимодействии, измеряется количеством этих веществ,
приходящихся на единицу реакционной поверхности, и называется
поверхностной концентрацией CS.
Скорость гетерогенной реакции υ = ±
dC
dν
или υ = ± S .
S  dτ
dτ
определяется изменением поверхностной концентрации одного из веществ (газа
или жидкости), участвующих в реакции, за единицу времени.
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их
концентраций, температуры, свойств среды и наличия катализатора.
Зависимость скорости реакции от концентраций исходных веществ
описывается основным постулатом химической кинетики – законом
действующих масс.
Скорость химической реакции в каждый момент времени
пропорциональна текущим концентрациям реагирующих веществ,
возведенным в некоторые степени:
υ = kСАpСВq,
где k – константа скорости реакции, не зависящая от концентраций реагентов и
времени протекания реакции;
p и q – некоторые числа, называемые порядком реакции по веществам А и В
соответственно. Эти числа в общем случае никак не связаны с коэффициентами
а и b в уравнении реакции. Сумму показателей степеней n = p + q называют
общим порядком реакции. Порядок реакции может быть положительным,
отрицательным, целым или дробным.
Константа скорости реакции численно равна скорости реакции при
единичных концентрациях исходных веществ. Размерность константы
скорости реакции зависит от порядка реакции.
[k] = [υ] / [С]n.
Например, для реакции первого порядка [k] = моль·л–1·с–1/(моль·л–1) =
с–1. Для реакции второго порядка [k] = моль·л–1·с–1/(моль·л–1)2 = л·моль–1·с–1.
Для реакции третьего порядка [k] = моль·л–1·с–1 /(моль·л–1)3 = л2·моль–2·с–1.
6
2.2 Зависимость скорости реакции от температуры
Скорость подавляющего большинства реакций увеличивается с ростом
температуры, так как с увеличением температуры возрастает средняя энергия
частиц взаимодействующих веществ, а также вероятность того, что при
столкновении произойдет химическое превращение. Для описания зависимости
υ = f(T) используют эмпирическое правило Вант-Гоффа и уравнение
Аррениуса.
Правило Вант-Гоффа заключается в том, что при увеличении
температуры на каждые 10°С скорость химической реакции возрастает в
2-4 раза.
υ
(T
(T) ΔT
2) k
= 2 =γ 10 ,
υ
(T
) k
(T
)
1
1
где γ – температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во
сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры
на 10 градусов (γ = 2÷4).
Правило Вант-Гоффа является приближенным и справедливо в узком
интервале температур.
Это на первый взгляд небольшое значение температурного коэффициента
обусловливает большое возрастание скорости реакции при значительном
повышении температуры. Например, если температурный коэффициент равен
3,0, то при увеличении температуры на 100°С скорость реакции увеличивается
в 3,0·1010, т.е. приблизительно в 60000 раз.
Гораздо более точным является уравнение Аррениуса. Аррениус первым
высказал идею о том, что химическое взаимодействие происходит только
между «активными» молекулами. Для того, чтобы совершился элементарный
химический акт, реагирующие молекулы должны преодолеть некий
энергетический
барьер,
высота
которого
определяется
природой
взаимодействующих частиц. Для преодоления этого барьера молекулы
исходных веществ должны иметь избыточную энергию по сравнению со
средней энергией молекул, т.е. перейти в возбужденное состояние. Эта
избыточная энергия называется энергией активации.
Уравнение Аррениуса записывается в логарифмической или
экспоненциальной форме:
 Ea 
lnk = lnА – Еа /(RT) или k = A·exp   RT  (*),


где А– предэкспоненциальный множитель, слабо зависящий от
температуры (в узком температурном интервале можно считать его не
зависящим от температуры);
R – универсальная газовая постоянная.
Предэкспоненциальный множитель А равен произведению стерического
фактора Р на общее число соударений молекул Z реагирующих веществ в
единице объема за единицу времени:
А = Р·Z.
7
Стерический фактор учитывает число благоприятных способов
ориентации молекул по отношению к общему числу способов их возможной
взаимной ориентации. Значения Р обычно лежат в пределах от 10-9 до 1.
Из уравнения (*) следует, что если Еа = 0, то k = A.
Предэкспоненциальный
множитель
можно
рассматривать
как
экстраполяционное значение константы скорости реакции, когда все молекулы
реакционноспособны, т.е. все их соударения эффективны. В реальных
условиях, когда Еа > 0, не все соударения являются эффективными. Более того,
их доля от общего числа соударений, как правило, незначительна. Доля
эффективных соударений определяется экспоненциальным множителем
 Ea 
exp   RT  .


А и Еа для различных реакций меняются широких пределах, но для
большинства реакций между валентно насыщенными молекулами энергия
активации составляет 50÷100 кДж/моль.
Энергию активации можно вычислить, определив константу скорости
реакции при двух температурах. Из уравнения (*) следует:
k2
Еа = ln k RT2T1/(T2 –T1.).
1
Для сложных реакций уравнение Аррениуса может и не оправдываться, а
величины А и Еа могут изменяться в зависимости от температуры.
Если  T = 10К, то Еа = lnγ·RT2T1/(T2 –T1.).
2.3 Зависимость скорости реакции от присутствия катализатора
Скорость химической реакции может резко изменяться в присутствии
катализатора. Катализаторами называются вещества, которые резко
увеличивают скорость реакции, если она принципиально осуществима
(∆Gреакц.< 0).
В ходе каталитической реакции катализатор остается химически
неизменным, а его количество – постоянным.
Ускорение реакций в гомогенном катализе (реагирующие вещества и
катализатор находятся в одной фазе) объясняется образованием
промежуточных соединений. Если реакция А + В = АВ требует энергии
активации Е а и без катализатора идёт медленно, то введением
катализатора можно повести процесс через промежуточное соединение, в
две стадии, протекающие с меньшими энергиями активации (рис.1).
1-я стадия: А + К → АК;
2-я стадия: АК + B → AB + K.
K – катализатор; АК– промежуточное соединение.
8
Е
1
2
Еа
А+В
АК
Еа1
Нхр<0
Еа2
АВ
Нпрод
Нисх
Путь процесса
Рис. 1 – Энергетическая диаграмма экзотермической реакции:
1 – некатализируемая реакция; 2 – катализируемая реакция; Еа – энергия
активации некатализируемой реакции; Ea1 и Еа2 – энергии активации 1-й и 2-й
стадии катализируемой реакции
В гетерогенном катализе (катализатор находится в системе в виде
самостоятельной фазы) процессы отличаются многостадийностью. Например,
реакцию
Fe,Fe3O4


 CО2 + Н2,
СО + H2O 
протекающую на железо-оксидном катализаторе, можно разделить на,
следующие стадии:
– диффузия молекул СО и Н2О к поверхности катализатора;
– адсорбция молекул СО и H2O на поверхности катализатора;
– химическое взаимодействие молекул СО и Н2О, адсорбированных на
поверхности катализатора;
– диффузия молекул СO2 и H2 от поверхности катализатора в объем
газовой фазы.
Отмечено, что каталитические процессы протекают только на отдельных
участках поверхности катализатора – активных центрах. На активных центрах,
как и в случае гомогенного катализа, образуются промежуточные
(поверхностные) соединения. Поэтому состояние поверхности катализатора
играет важную роль. Активность катализатора тем выше, чем больше его
удельная поверхность и чем больше число дефектов строения кристаллов.
2.4 Химическое равновесие. Смещение равновесия
Химические реакции по степени завершенности химического процесса
классифицируются на обратимые и необратимые. Большинство реакций
являются обратимыми, т.е. они протекают в противоположных направлениях и
не идут до конца, так как продукты реакции, взаимодействуя между собой,
вновь образуют исходные вещества.
9
Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и
обратной реакции равны, называется химическим равновесием (рис. 2).
Рис. 2 – Изменение скорости прямой и обратной реакции во времени
Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при
химическом равновесии, называются разновесными концентрациями. В основе
химического равновесия лежит равенство скоростей прямой и обратной
реакций. Для количественной характеристики состояния химического
равновесия в системе используется константа химического равновесия Кравн,
которая при заданной температуре равна отношению константы скорости
прямой реакции kпр.р к константе скорости обратной реакции kобр.:
Kравн. =
kпр.
kобр.
.
В состоянии химического равновесия скорости прямой и обратной
реакции равны υпр.= υобр., следовательно, для обратимого процесса:
аА + вВ ↔ сС + dД
a
в
c
d
k
A

B
=
kC

Д







п
р
о
б
р
.








Отсюда:
c
d
C
Д
k

п
р
.


K=
=
р
а
в
н
.
a
в,
k
A
B

о
б
р
. 



A
,B
,C
,Д




где 




– равновесные концентрации участвующих в реакции
веществ.
Константа химического равновесия обратимого процесса равна
отношению произведения равновесных концентраций конечных продуктов
к произведению равновесных концентраций исходных веществ, возведенных
в степени, равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении
химической реакции. Константа равновесия так же, как и константы скоростей
kпр. и kобр., зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от
исходных концентраций веществ в системе.
10
Если обратимая реакция протекает в гетерогенной системе, например,
Fe2O3(кр) + 3CO(г) ↔ 2Fe(кр) + 3СО2(г),
то, поскольку концентрация твёрдой фазы не входит в математическое
выражение скорости реакции, она не будет входить и в математическое
выражение константы равновесия:
3
C
O

2


K
равн.=
3 .
O


C

Химическое равновесие остаётся неизменным до тех пор, пока не
изменяются условия (концентрации реагирующих веществ, температура,
давление, объем системы), при которых оно существует. Изменяя условия,
можно сместить равновесие.
Смещение химического равновесия при изменении условий определяется
принципом Ле Шателье:
если на систему, находящуюся в равновесии, оказано внешнее
воздействие (изменено какое-либо условие существования равновесия), то
равновесие смещается в таком направлении, чтобы оказанное воздействие
было ослаблено.
Например, в равновесной системе:
СаСО3(к) ↔ СаО(к) + СО2(г); ∆Н0298 = +178 кДж
равновесие может быть смещено вправо:
а) повышением температуры – подводимое количество теплоты будет
расходоваться на разложение карбоната кальция; б) понижением давления (по
сравнению с равновесным) – оказанное воздействие будет ослаблено
образованием новых количеств газообразного продукта СО2; в) уменьшением
концентрации СО2 (отводом его из зоны реакции) – оказанное воздействие так
же будет ослаблено образованием новых количеств газообразного продукта
СО2.
11
3 ТРЕБОВАНИЯ ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ
Необходимо соблюдать общие правила работы в химической
лаборатории.
Выполняя опыты, нужно пользоваться растворами только указанной
концентрации, соблюдать указанную дозировку.
Во избежание загрязнения реактивов, держать склянки с растворами и
сухими веществами закрытыми, не путать пробки, не высыпать и не выливать
обратно в склянки неиспользованные или частично использованные реактивы.
С особой осторожностью обращаться с серной кислотой. Кожу или
одежду в случае попадания на них кислоты тщательно промыть водой и
содовым раствором.
При назревании горячей воды на плитке будьте внимательны: избегайте
термических ожогов.
4 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
4.1. Зависимость скорости реакции от концентрации одного из
реагирующих веществ
Эта зависимость изучается на примере реакции между Na2S2O3 и Н2SO4·.
Na2S2O3 – тиосульфат натрия, соль тиосерной кислоты Na2S2O3.
Реакция протекает в три стадии:
1.Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3 + Na2SO4
2.H2S2O3 ↔ H2SO3 + S↓
3.H2SO3 ↔ SO2 + H2O
Вторая стадия является наиболее медленной, лимитирует скорости всего
процесса. Отсюда следует, что скорость рассматриваемой реакции равна:
υ = kC(H2S2O3)
υ = k'C(Na2S2O3) при постоянной концентрации серной кислоты и
υ = k''C(H2SO4) при постоянной концентрации тиосульфата натрия.
Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделения
суспензии серы.
В этой серии опытов изменяют концентрацию тиосульфата натрия.
Концентрация серной кислоты и температура опыта остаются постоянными.
Исходные концентрации реактивов равны 0,2н.
Для получения зависимости υ = f[C(Na2S2O3)] изменяют концентрацию
исходного раствора тиосульфата натрия, разбавляя его дистиллированной
водой. В первую пробирку наливают 3 мл Na2S2O3 концентрации 0,2н., во
вторую пробирку – 2 мл исходного раствора Na2S2O3 и 1 мл дистиллированной
воды, в третью – по 1,5 мл исходного раствора Na2S2O3 и дистиллированной
воды, в четвёртую – 1 мл Na2S2O3 и 2 мл воды. Затем в первую пробирку
12
приливают 3 мл раствора H2SO4. После сливания растворов пробирку быстро
закрывают пробкой и энергично встряхивают. Измеряют время протекания
реакции  (от момента сливания растворов до появления опалесценции,
свидетельствующей о начале образования суспензии серы).
Требуемые объёмы растворов отмеряют при помощи бюреток.
Аналогично измеряют время протекания реакции при добавлении раствора
H2SO4 (по 3 мл) в другие пробирки с разбавленными растворами Na 2S2O3.
Полученные результаты записывают в таблицу 1.
Таблица 1 – Зависимость относительной скорости реакции от
концентрации Na2S2O3
№
п/п
Объем, мл
Н2SO4 Na2S2O3
1
2
3
4
3
3
3
3
3
2
1,5
1
Общий Конценобъем, трация
мл
Na2S2O3,
Н2О
моль/л
0
1
1,5
2
Время
протекания
реакции,
Δτ ,с
Относит.
скорость
реакции,
1/Δτ,1/c
6
6
6
6
Концентрацию растворов тиосульфата натрия вычисляют следующим
образом:
С
V
(
N
a
S
O
)
22
3
Н
и
с
х
.
С
=
, где
Н
V
о
б
щ
.
СН исх. – концентрация исходного раствора (0,2н.);
V( Na2S2O3) – объем раствора тиосульфата натрия;
Vобщ. – объем после сливания растворов.
При сливании растворов во всех случаях общий объём составляет 6 мл.
Кроме времени протекания реакции  , записывают в таблицу значения
1/  – относительной скорости реакции.
υ =ΔC/Δτ
Поскольку изменение концентрации во времени не определяют, то можно
вычислить только 1/  .
По результатам этой серии опытов строят график зависимости
1/  = f[C(Na2S2O3)] и делают вывод.
В выводе отмечают характер полученной зависимости. Полученную
зависимость сравнивают с той, которую должны были получить в соответствии
с законом действующих масс.
13
4.2. Зависимость скорости реакции от температуры
Зависимость скорости реакции от температуры также изучают на примере
реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.
Концентрации растворов Na2S2O3 и H2SO4 остаются во всех опытах этой
серии постоянными, равными 0,2н. Изменяют температуру, при которой
проводят опыты. Делают это следующим образом. В две пробирки наливают по
3 мл растворов: в одну – Na2S2O3, в другую – H2SO4. Пробирки погружают в
стакан с горячей водой. Выдерживают их в горячей воде 2-3 минуты. Считают,
что температура растворов равна температуре горячей воды в стакане. После
выдержки в горячей воде растворы сливают, быстро закрывают пробирку
пробкой и энергично встряхивают до появления опалесценции. Измеряют
время протекания реакции.
Проводят несколько опытов (не менее трёx). Температуру горячей воды
изменяют с интервалом 10°С. Первый результат берут из таблицы 1 для
комнатной температуры (опыт № 1). Второй результат получают при
температуре на 10°С выше, третий – при температуры на 20°С выше комнатной
и т.д. Интервал 10°С оставляют постоянным в целях удобства вычисления
температурного коэффициента скорости реакции.
Полученные результаты заносят в таблицу 2.
Таблица 2 – Зависимость относительной скорости реакции от
температуры
№ Темпеп/п ратура
опыта,
0
С
1
t ком
2
t ком +10°
3
t ком +20°
4
t ком +30°
Время
протекания
реакции
Δτ,с
Относит.
скорость
реакции
1/Δτ,1/c
Температурный
коэффициент γ
γСРЕД Энергия
активации
реакции
кДж
Еа, моль
Еа СРЕД,
кДж
моль
Пользуясь значениями температурного коэффициента скорости реакции
γ1, γ2, γ3, вычисляют значения энергии активации исследуемой реакции Еа1 Еа2
Еа3 по уравнению Еа = lnγ·RT2T1/(T2 –T1.). Определяют среднее значение
энергии активации.
По результатам этой серии опытов строят график зависимости 1/Δτ = f(T)
и делают вывод.
14
В выводе отмечают характер полученной зависимости, сравнивают
среднее значение температурного коэффициента с  =2 ÷ 4. Температурному
коэффициенту  =2 ÷ 4 соответствуют значения энергии активации 50 ÷ 100
кДж/моль. Сравнивают полученное значение энергии активации с данной
величиной.
4.3 Влияние катализатора на скорость реакции
Опыт 1. Взаимодействия раствора роданида железа (III) с раствором
тиосульфата натрия
Влияние катализатора на скорость реакции, рассматривают на примере
процесса взаимодействия раствора роданида железа (III) с раствором
тиосульфата натрия. Раствор роданида железа (Ш) имеет характерное кровавокрасное окрашивание. При восстановлении железа (Ш) до железа (П)
тиосульфатом натрия наблюдается обесцвечивание раствора.
В две пробирки вносят по 1мл 0,1 н. растворов роданида калия и хлорида
железа (Ш). В результате реакции ионного обмена образуется Fe(SCN)3
FeCl3 + 3KSCN ↔ Fe(SCN)3 + 3KCl
Уравнение реакции записывают в молекулярной и ионно-молекулярной
форме. Записываем уравнение реакции в молекулярной и ионно-молекулярной
форме.
В одну из пробирок добавляют несколько капель 0,5н. раствора сульфата
меди. В обе пробирки одновременно вносят по 1 мл 0,2 н. раствора
тиосульфата натрия (Na2S2O3). Наблюдают различную скорость обесцвечивания
растворов.
2Fe(SCN)3 + 2Na2S2O3 → 2Fe(SCN)2 + Na2S4O6 + 2NaSCN.
Делают вывод о роли СuSO4 в данной реакции.
Опыт 2. Каталитическое разложение пероксида водорода
а) гомогенный катализ
В две пробирки вносят по 1 мл 3%-ного раствора пероксида водорода
H2O2. Одна пробирка (первая) будет контрольной, её используют только для
сравнения. Во вторую пробирку вносят 5 капель 0,5н. раствора дихромата
калия. Наблюдают интенсивное разложение пероксида водорода во второй
пробирке по уравнению:
2Н2O2 → 2Н2O + O2
и изменение окраски раствора K2Cr2O7 в процессе реакции.
Делают вывод о роли K2Cr2O7 в реакции разложения пероксида водорода.
15
б) гетерогенный катализ
В две пробирки вносят по 1 мл 3%-ного раствора пероксида водорода
H2O2. Одна пробирка (первая) будет контрольной, её используют только для
сравнения. Во вторую пробирку вносят несколько кристалликов MnO2.
Записывают уравнение реакции и наблюдения. Обращают внимание на
то, что после завершения реакции в пробирке остается MnO2.
В выводе объясняют наблюдаемые явления. Какое вещество является
катализатором? В чём состоит сущность действия катализатора?
4.4 Смещение химического равновесия
Смещение химического равновесия при изменении концентраций
реагирующих веществ исследуется на примере реакции взаимодействия
хлорида железа(III) с роданидом калия:
FeCl3 + 3KSCN ↔ Fe(SCN)3 + 3KCl
В пробирку вносят по 2 мл разбавленных (0,01н.) растворов FeCl3 и
KSCN. (Если нет растворов указанной концентрации, то их можно получить
разбавлением более концентрированных растворов). Разливают полученный
раствор с характерной окраской, которую ему придает Fe(SCN)3 в четыре
пробирки (по 1 мл в каждую). Одна пробирка (первая) будет контрольной, её
используют только для сравнения. Во вторую пробирку добавляют несколько
капель 0,5н. раствора FeCl3, в третью  несколько капель насыщенного
раствора KSCN, в четвёртую  насыщенный раствор КСl. Наблюдают за
изменением интенсивности окраски растворов в трёх пробирках.
Отмечают изменения окраски, записывают наблюдения. Во всех трех
случаях смещение равновесия происходит в соответствии с принципом ЛеШателье. Делают вывод.
В выводе объясняют наблюдаемые явления, пользуясь выражением
константы равновесия данной реакции и принципом Ле-Шателье.
5 ТРЕБОВАНИЯ К СОДЕРЖАНИЮ ОТЧЕТА
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Отчет о работе должен содержать:
уравнения исследуемых реакций;
таблицы с экспериментальными данными по изучению зависимости
скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия и от температуры;
расчеты среднего температурного коэффициента скорости реакции и
средней энергии активации;
визуальные наблюдения;
исследуемые графические зависимости;
выводы.
16
6 ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
Что такое скорость химической реакции?
Чем отличаются средняя и истинная скорость реакции?
В соответствии с законом действующих масс составьте выражение для
скорости реакции:
а) протекающей в гомогенной системе 2NO(г) + O2(г) → 2NO2(г)
б) протекающей в гетерогенной системе FeO(к) + CO(г) → Fe(к) + CO2(г).
4. Что такое константа скорости реакции? От каких факторов зависит её
величина?
5. Во сколько раз увеличится константа скорости реакции при повышении
температуры на 40°, если γ =3?
6. При 20°С скорость некоторой реакции равна 0,1 моль/л. Определите
скорость реакции при 70°C, если  =2.
7. Зависит ли температурный коэффициент скорости реакции от значения
энергии активации? Ответ обосновать.
8. Чем объясняется повышение скорости реакции при введении в систему
катализатора:
а) увеличением средней кинетической энергии молекул;
б) уменьшением энергии активации;
в) возрастанием числа столкновений молекул?
9. Какие из перечисленных воздействий приведут к изменению значения
константы скорости химической реакции:
а) изменение температуры;
б) изменение концентраций реагирующих веществ;
в) изменение давления;
г) введение катализатора?
10. Составьте математические выражения констант равновесия следующих
систем:
а) 4HBr(г) + О2(г) ↔ 2Br2(г) + 2Н2О(г);
б) Fe(к) + H2O(г) ↔ FeO(к) + H2(г);
в) NH4Cl(к) ↔ NH3(г) + HCl(г).
11. Какое воздействие на реакционную систему
FeO(к) + H2(г) = Fe (к) + H2O(г); H0298 = +23 кДж
приведет к смещению равновесия в сторону продуктов реакции:
а) повышение давления;
б) понижение температуры;
в) добавление H2(г);
г) добавление FeO(к)?
12. В каком случае можно однозначно сказать, что при одновременном
повышении температуры и давления в системе равновесие сместиться
влево:
а) С(графит) + O2(г) ↔ CO2(г); ∆Н0298 = –393,5 кДж;
б) 2Н2(г) + O2(г) ↔ 2Н2O(г);
∆Н0298 = –571,0 кДж;
в) 2NH3(г) ↔ 2N2(г) + 3H2(г); ∆Н0298 = +91,9 кДж.
1.
2.
3.
17
13. При некоторой температуре равновесие реакции N2 + 3H2 ↔ 2NH3
устанавливается при следующих концентрациях участвующих в ней
веществ: [N2] = 0,01 моль∙л–1, [H2] = 2,0 моль∙л–1, [NH3] = 0,4 моль∙л–1.
Вычислите константу равновесия и исходные концентрации азота и
водорода.
14. Константа равновесия реакции CO(г) + H2O(г) ↔ CO2(г) + H2(г) при некоторой
температуре равна 1. Определите состав равновесной смеси, если
исходные концентрации монооксида углерода и водяного пара равны 0,1
моль∙л–1 и 0,2 моль∙л–1 соответственно.
ЛИТЕРАТУРА
1.
2.
3.
4.
Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия: Учеб.для вузов / Н. С.
Ахметов. – 7-е изд.,стер. – М.: Высшая школа, 2008. – 742 с.
Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл Пресс,
2004. – 240с.
Коровин Н.В. Лабораторные работы по химии: Учеб. пособие для техн.
направлений и спец. вузов/ Под ред. Н.В. Коровина – 4-е изд., перераб. –
М.: высшая школа, 2007.– 255с.
Формальная кинетика: Учеб-метод пособие/авт.- сост. И.В. Летенкова;
НовГУ им. Ярослава Мудрого. – Великий Новгород, 2010. –78с.
18