Лабораторная работа № 3 Скорость химических реакций и химическое равновесие Введение

Химической кинетикой называется учение о скорости химических реакций и зависимости ее от различных факторов – концентрации реагирующих веществ, температуры, влияния катализаторов и проч.

Изучение кинетики реакций представляет большой практический и теоретический интерес. При использовании любой химической реакции всегда очень важно, чтобы она происходила с требуемой скоростью. Известно, что одни химические реакции, как, например, реакции разложения взрывчатых веществ, протекают в течение десятитысячных долей секунды; другие продолжаются минутами, часами, сутками, а некоторые процессы, происходящие в земной коре, длятся десятки, сотни и тысячи лет.

Теоретическое значение изучения скорости химических реакций заключается, прежде всего в том, что оно дает возможность выяснить многие детали химического взаимодействия и глубже понять механизм химического процесса.

1. Цели и задачи

1.1. Познакомиться с экспериментальными основами теории хи­мической кинетики.

1.2. Изучить зависимость скорости химических реакций от кон­центраций реагирующих веществ и температуры.

1.3. Изучить влияние концентраций реагентов и температуры на смещение химического равновесия.

2. Теоретическая часть

Химическая реакция – это процесс, при котором происходит пре­вращение одних веществ в другие. В этом процессе происходит обмен атомами между различными веществами, перераспределение электро­нов между атомами, разрушение одних химических связей и образова­ние других. Вещества, вступающие в реакцию, называются исходными веществами. Получающиеся в результате реакции соединения называ­ются продуктами реакции. Все принимающие участие в реакции веще­ства называются реагирующими веществами.

Химические реакции могут быть гомогенными и гетерогенными. Гомогенные (однородные) реакции протекают в одной фазе, например, реакции между газами или растворенными веществами. В гетерогенных (разнородных) реакциях участвуют вещества, находящиеся в разных фа­зах, например, твердое – газ, твердое – жидкость. Гомогенная реакция протекает во всем объеме, а гетерогенная может протекать только на поверхности раздела фаз, где соприкасаются реагирующие вещества.

Скорость химической реакции измеряется количеством вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате реакции за единицу времени в единице объема (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).

Отношение количества вещества к единице объема, в котором про­ходит реакция, называется концентрацией. Поэтому в случае гомогенной реакции, протекающей в постоянном объеме, средняя скорость реакции измеряется изменением концентрации какого-либо из реагирующих ве­ществ в единицу времени и может быть определена по формуле

(1)

V =

где V – скорость, моль/л с;

ΔС – изменение концентрации, моль/л;

Δt – время, с.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализатора.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется за­коном действия масс: при постоянной температуре скорость химиче­ской реакции пропорциональна произведению концентраций реаги­рующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффици­ентов.

Математическое выражение закона действия масс для реакции, представленной уравнением в общем виде

mA + nB = dD + fF

записывается следующим образом:

(2)

V = k ^. С_А^{m .} С_B^m или V = k ^. [A]^{m .} [B]ⁿ,

где V – скорость реакции;

С_А, С_В или [А], [В] – концентрации реагирующих веществ, моль/л;

m, n – стехиометрические коэффициенты;

k - константа скорости реакции.

Константа скорости реакции – постоянная для данной реакции величина, которая зависит от природы реагирующих веществ, темпера­туры, катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих ве­ществ. Физический смысл k заключается в том, что k – это скорость химической реакции, когда концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л.

Гетерогенная реакция протекает на поверхности твердого вещест­ва, поэтому концентрация твердого вещества в целом не влияет на ско­рость реакции. Скорость гетерогенной реакции зависит от площади по­верхности твердого вещества и пропорциональна только концентрации веществ, находящихся в газовой или жидкой фазах.

Например, для гетерогенной реакции

С_(Т) + О_2(Г) = СО_2(Г)

закон действия масс имеет вид:

(3)

V = k[0₂].

Зависимость скорости реакции от температуры определяется пра­вилом Вант-Гоффа, согласно которому при повышении температуры на каждые 10°, скорость реакции возрастает примерно в 2 – 4 раза

(4)

где V_t1 – скорость при начальной температуре;

V_t2 – скорость при конечной температуре;

γ – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз изменяется скорость реакции при нагревании системы на 10°.

Химические реакции – это процессы превращения одних веществ в другие. В основе этих превращений лежит разрушение связей в молеку­лах исходных веществ и образование новых связей между частицами, приводящее к образованию молекул продуктов реакции.

Для того чтобы произошла химическая реакция, сначала необхо­димо, чтобы молекулы реагентов столкнулись. Однако не все столкно­вения заканчиваются актом химического превращения, т.е. не все со­ударения эффективны. Число эффективных соударений очень мало по сравнению с числом реальных столкновений (если бы все столкновения были эффективны, то реакции протекали бы мгновенно). Реагируют при столкновении только те молекулы, которые обладают достаточно высо­кой энергией, т.е. активные молекулы. Активными могут быть молеку­лы, обладающие повышенной кинетической энергией движения, или возбужденные молекулы. В возбужденных молекулах один или не­сколько электронов могут находиться на более высоких энергетических уровнях; расстояния между ядрами в молекуле отличаются от наиболее устойчивого состояния, а также наблюдается более сильные колебания атомов в молекуле. С ростом температуры увеличивается число актив­ных молекул. Активные молекулы при своем столкновении вначале об­разуют активный комплекс. Активный комплекс – это промежуточное состояние вещества, когда ослабляются связи между атомами в реаги­рующих молекулах и начинаются образовываться новые связи между атомами, приводящие к образованию продуктов реакции. Активный комплекс обладает повышенной энергией. Та минимальная избыточная энергия, по сравнению со всей энергией, которой должны обладать мо­лекулы, чтобы столкновение между ними было эффективным и чтобы активный комплекс мог превратиться в продукты реакции, называется энергией активации.

Схематически переход от исходных веществ А и В к продуктам реакции С иD через состояние активного комплекса А^****В представлен на рисунке.

На приведенной диаграмме Е₁ – средняя энергия молекул исход­ных веществ А и В, а Е₂ – средняя энергия молекул продуктов реакции. Энергия промежуточного активного комплекса – Е₃. Разность Е₃ - E₄ будет выражать энергию активации данной реакции Е_а. Энергия систе­мы в переходном состоянии Е₃, максимальна, а это значит, что актив­ный комплекс крайне неустойчив. По ходу реакции он превращается в продукты взаимодействия С и D. Если Е₂ больше Е₁, то реакция проте­кает с поглощением энергии, ΔH > 0, и является эндотермической. Если E₂ меньше E₁, то энергия выделяется при протекании реакции, ΔН < 0, и реакция – экзотермическая.

Функциональная зависимость константы скорости химической ре­акции от температуры выражается уравнением Аррениуса

(5)

lg k = 2,3 lg k₀ – E_a / RT,

где k – константа скорости реакции;

k₀ – предэкспоненциальный множитель;

Е_а – энергия активации;

Т – абсолютная температура;

R – универсальная газовая постоянная.

Из этого уравнения видно, что чем больше энергия активации, тем меньше скорость реакции. Уравнение Аррениуса позволяет проводить расчеты изменения скорости реакции с увеличением температуры. Так, если температура увеличилась от Т₁ до Т₂, то отношение скоростей ре­акции V₁ и V₂,будет

(6)

.

Все химические реакции можно разделить на два типа: необрати­мые и обратимые. Если реакция протекает до конца, т.е. до полного из­расходования одного из реагирующих веществ, она называется необра­тимой. Обратимой называется реакция, которая может протекать одно­временно в противоположных направлениях. Примером такого процес­са может служить реакция

2HI Н₂ + I₂.

В обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расхо­дуется полностью.

Когда скорость прямой реакции становится равной скорости об­ратной реакции, в системе устанавливается химическое равновесие и дальнейшего изменения концентраций участвующих в реакции веществ не происходит.

Каждое химическое равновесие характеризуется своей констан­той равновесия. Вывод константы равновесия приведен для обратимой реакции, представленной в общем виде уравнением

mА + nВ dD + fF.

Согласно основному закону химической кинетики (закону дейст­вия масс), скорость прямой реакции равна:

(7)

V₁ = k₁ ^. [А]^{m .} [В]ⁿ;

скорость обратной реакции:

V₂ = k₂ ^. [D]^{d .} [F]^f. (8)

Через определенный промежуток времени наступает момент, когда V₁ = V₂, т.е. устанавливается химическое равновесие, которое с течени­ем времени не изменяется при условии сохранения постоянства усло­вий. Концентрации реагирующих веществ, установившиеся при хими­ческом равновесии, называются равновесными.

При равенстве левых частей уравнений [7] и [8] равны и их правые части:

k₁ ^. [А]^{m .} [В]ⁿ = k₂ ^. [D]^{d .} [F]^f,

или ,

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций будет величиной постоянной, которая называется константой химического равновесия и обозначается К. Следовательно,

(9).

где К – константа химического равновесия, не зависящая от концентрации реагирующих веществ, но изменяющаяся с изменением тем­пературы.

Таким образом, при химическом равновесии отношение произве­дения концентраций получающихся веществ к произведению концен­траций веществ, вступающих в реакцию, есть величина постоянная для данной реакции при данной температуре. Изменяя условия (концентра­цию, температуру, давление и др.), можно сместить равновесие в же­лаемом направлении.

Смещение равновесия подчиняется правилу Ле Шателье: если изменить хотя бы одно из условий, при котором система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направ­лении той реакции, которая противодействуют оказанному изменению, т.е. ослабляет его.