Химическая кинетика и равновесие

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«РОСТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Утверждено на заседании кафедры химии 10.06.2011 г.

Химическая кинетика и равновесие

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

по дисциплине "Химия"

для бакалавров 1-го курса по направлениям: "Строительство", "Стандартизация и метрология", "Товароведение", "Технология художественной обработки материалов", "Техносферная безопасность", "Эксплуатация транспортно-технических машин и комплексов", "Технология транспортных процессов" всех профилей

Ростов-на-Дону

2011

УДК 532.6107

Химическая кинетика и равновесие: – методические указания по дисциплине «Химия» для бакалавров 1-го курса. – Ростов н/Д: Рост. гос. строит. ун-т,

2011. – 12 с.

Дается определение скорости химической реакции и указываются факторы, влияющие на нее (концентрация, температура, природа вещества и катализатор. Приводится формулировка принципа Ле-Шателье и рассматривается его практическое применение к обратимым реакциям.

Предназначены для бакалавров 1-го курса дневной и заочной форм, обучающихся по направлениям "Строительство", "Стандартизация и метрология", "Товароведение", "Технология художественной обработки материалов", "Техносферная безопасность", "Эксплуатация транспортно-технических машин и комплексов", "Технология транспортных процессов" всех профилей дневного и заочного отделений.

Электронная версия находится в библиотеке, ауд. 224.

УДК 532.6107

Составители: канд. хим. наук, доц. М.Н.Мицкая

канд. хим. наук, доц. Е.А.Левинская

Редактор Т.М. Климчук Доп. план 2011 г., поз.107

Подписано в печать 14.07.11. Формат 60х84/16. Бумага писчая. Ризограф. Уч.-изд.л. 0,6. Тираж 100 экз. Заказ 311

____________________________________________________________________

Редакционно-издательский центр Ростовского государственного строительного университета

344022, Ростов-на-Дону, ул. Социалистическая, 162

© Ростовский государственный

строительный университет, 2011

3

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ I

Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий скорость протека-

ния химических реакций и факторы, влияющие на нее. Химические реакции бывают гомогенными и гетерогенными. Если реагирующие вещества находятся в одной фазе – это гомогенная реакция, а если в разных – гетерогенная.

Фаза – это часть системы, отделенная от других частей поверхностью раз-

дела, при переходе через которую свойства системы изменяются скачкообраз-

но.

Примером гомогенной реакции служит взаимодействие растворов AqNO3 и

NaCl. Эта реакция протекает быстро и по всему объему: AqNO3 + NaCl = AqCl + NaNO3.

Примером гетерогенной реакции является процесс растворения цинка в растворе серной кислоты:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Скоростью гомогенной реакции называется изменение концентрации вещества, вступающего в реакцию или образующегося в ходе реакции ∆С в

единицу времени ∆t Vгом С ,

t

(+) – ставится в том случае, если следят за изменением концентрации продук-

тов реакции, которая в ходе реакции увеличивается; (-) – когда следят за изменением концентрации исходных веществ, которая в ходе реакции уменьшается.

Скоростью гетерогенной реакции называется изменение количества ве-

щества, вступающего в реакцию или образующегося в ходе реакции ∆n в еди-

ницу времени ∆t на единице площади ∆S:

Vгет n .

S t

Факторы, влияющие на скорость химических реакций

1. Влияние концентрации веществ.

Для протекания химической реакции необходимо соударение реагирую-

щих частиц межу собой. Поэтому при увеличение концентрации веществ воз-

4

растает вероятность их столкновения, а следовательно, увеличивается скорость химической реакции.

Количественная зависимость скорости реакции от концентрации описыва-

ется законом действия масс: «Скорость прямой реакции прямопропорцио-

нальна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их сте-

хиометрических коэффициентов в уравнении реакции”.

Так, для условной реакции aA + bB = cC + dD скорость прямой реакции Vпрям k1 A a B b , а скорость обратной реакции Vобрат. k2 С с D d , где [A], [B], [C]

и [D] – концентрации веществ; a, b, c и d – коэффициенты в уравнении реакции; k1 и k2 – константы скорости реакций.

Константа скорости прямой реакции k1 численно равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице. Она не зависит от концентраций веществ, а зависит от их природы и температуры.

В случае протекания гетерогенных реакций в кинетическом уравнении бу-

дут учитываться концентрации только тех веществ, которые находятся в жид-

ком или газообразном состоянии. Концентрация твердых веществ величина по-

стоянная, и она входит в значение константы скорости.

Так, для реакции S (кр.) + Н2 (г) = Н2S (г) скорость прямой реакции опреде-

ляется следующим уравнением: V прям. k1 H2 .

Пример. Как изменится скорость прямой реакций при увеличении

концентрации оксида серы (IV) в 4 раза?

2SO2 + O2 = 2SO3,

Vпрям. k1 SO2 2 О2 - до изменения концентрации SO2;

Vпрям/ k1 4SO2 2 О2 16k1 SO2 2 О2 16Vпрям. - после изменения концентрации SO2;

Следовательно, скорость прямой реакции увеличивается в 16 раз. 2. Природа реагирующих веществ.

Химические реакции протекают, когда происходит, соударение реагирую-

щих частиц. Однако не каждое соударение приводит к образованию нового хи-

мического соединения. Для того, чтобы произошло химическое превращение,

5

необходимо, чтобы частицы реагирующих веществ обладали энергией, доста-

точной на разрыв старых связей и образования новых. Избыточная энергия, ко-

торой должны обладать молекулы, чтобы при их столкновении образовалось новое соединение, называется энергией активации. Каждой химической реак-

ции соответствует своя энергия активации, ее значение определяется природой реагирующих веществ. Чем меньше ее величина, тем быстрее протекает хими-

ческое превращение, и наоборот. 3. Влияние температуры.

При увеличении температуры энергия молекул увеличивается, т.е. возрас-

тает число молекул, энергия которых равна или превышает энергию активации реакции. Такие молекулы называются активными. Следовательно, с ростом температуры увеличивается скорость химической реакции.

Количественная связь температуры и скорости химической реакции опи-

сывается правилом Вант-Гоффа.

При изменении температуры на каждые десять градусов скорость хими-

ческой реакции изменяется в 2-4 раза.

t2 t1

Это правило выражается следующим соотношением: Vt2 Vt1 10 ,

где Vt1 - скорость реакции при начальной температуре t1,

Vt 2 - скорость реакции при конечной температуре t2,

γ – температурный коэффициент реакции. 4. Влияние катализатора.

Катализатор – это вещество, которое влияет на скорость химической ре-

акции, но само при этом не расходуется. Катализаторы, ускоряющие химиче-

ские процессы, называются положительными. В присутствии катализатора ре-

акции протекают по новому пути с меньшей энергией активации, что и приво-

дит к увеличению скорости химической реакции.

Процесс с участием катализатора называются катализом. Катализ может быть гомогенным и гетерогенным.

6

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ I

ОПЫТ 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ

Зависимость скорости реакции от концентрации веществ можно изучить на примере взаимодействия тиосульфата натрия и серной кислоты, которая сопровождается помутнением раствора, вследствие выделения серы.

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O

Выполнение опыта. Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации методом разбавления, для чего в первую пробирку отмерить 4 мл раствора тиосульфата натрия и 8 мл дистиллированной воды, во вторую - 8 мл тиосульфата натрия и 4 мл дистиллированной воды, в третью - 12 мл раствора тиосульфата натрия.

В одинаковых объемах полученных растворов содержится различное число молей тиосульфата натрия. Если условно обозначить молярную концентрацию

Na2S2O3 в первой пробирке С моль, то во второй концентрация будет 2С моль, а в третьей – 3С моль.

Отмерьте мерным цилиндром 1 мл 2н раствора серной кислоты и вылейте в первую пробирку, перемешайте. В момент добавления кислоты к раствору тиосульфата включите секундомер. Запишите время от момента приливания кислоты до появления слабого помутнения раствора. Также поступите с оставшимися растворами тиосульфата.

Данные опыта занесите в таблицу.

№	V Na2S2O3	V Н2O	С Na2S2O3	V Н2SO4	t, с	V = 1/t
пп	мл	мл	моль	мл
1	4	8	1	1
2				1
	8	4	2
3
	12	0	3	1

Начертите график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. По оси абсцисс отложите относительные концентрации тио-

7

сульфата, а по оси ординат – соответствующие им скорости (в условных едини-

цах). Сделайте вывод о зависимости V от концентрации реагирующих веществ.

ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость химической реакции Изучение зависимости скорости химической реакции от температуры про-

ведете при трех различных температурах:

1)при комнатной;

2)на 100 С выше комнатной;

3)на 200 С выше комнатной.

Выполнение опыта. В три чистые пробирки налейте по 10 мл раствора тиосульфата натрия Na2S2O3, в другие три пробирке - по 1 мл раствора серной кислоты H2SO4. Сгруппируйте пробирки в три пары (кислота-тиосульфат).

Поместите первую пару пробирок и термометр в стакан с водой комнатной температуры и через 5 минут, когда температура в пробирках выравняется, за-

пишите показания термометра. Слейте содержимое пробирок в одну пробирку и встряхните ее несколько раз. Запишите время от начала реакции до появления слабого помутнения раствора.

Вторую пару пробирок поместите в стакан с водой и нагрейте воду до тем-

пературы на 100С выше той, при которой находилась первая пара пробирок и проделайте те же действия, что и в первом случае. Точно также поступите с третьей парой пробирок, повысив температуру воды еще на 100С. Полученные данные запишите в таблицу.

№ пп	Температура опыта	Время течения реакции	V = 1/τ
	t, 0С	τ, с

Сделайте вывод о зависимости скорости химической реакции от темпера-

туры.

Задачи

1.В системе CO + Cl2 = COCl2 концентрацию СО увеличили от 0,03 до 0,12 моль л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,08 моль л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?

2.Как изменится скорость прямой реакции, если концентрацию оксида углерода (II) уменьшить в 4 раза?

2СO + O2 = 2СO2.

8

3.Как изменятся скорости прямой и обратной реакций при увеличении объема каждой из систем в 3 раза:

а) S(к) + О2 (г) = SO2 (г)

б) 2SO2 + O2 = 2SO3.?

4.Как изменятся скорости прямой и обратной реакций при увеличении давления в каждой из этих систем в 3 раза:

а) CH4 (г) +2O2 = CO2 (г) + 2H2O (пар); б)2 2 = 2 + 2 ?.

5. При 200 0C некоторая реакция протекает за 20 минут. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2, рассчитать, через

какое время закончится эта реакция, если проводить ее при: а) 230 0C;

б) 150 0С?

6.На сколько градусов следует понизить температуру в реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если температурный коэффициент этой реакции равен 3?

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ II

Реакции, протекающие только в одном направлении до тех пор, пока не из-

расходуется одно из реагирующих веществ, называются необратимыми. На-

пример, реакция разложения нитрата аммония является необратимой, т.к. по-

пытки получить нитрат аммония при взаимодействии воды и оксида азота (I) не

привели к положительному результату: NH4NO3 N2O + 2H2O. Реакции,

способные протекать в двух направлениях, называются обратимыми. Обрати-

мых реакций больше, чем необратимых.

Примером обратимой реакции может служить процесс взаимодействия йо-

да с водородом: Н2 + J2 2HJ. По мере протекания прямой реакции расходу-

ются исходные реагирующие вещества и уменьшается скорость прямой реак-

ции, но увеличивается концентрация продукта реакции HJ и, следовательно,

увеличивается скорость обратной реакции. Через некоторый промежуток вре-

мени скорость образования HJ становится равной скорости его разложения, т.е.

наступает химическое равновесие. Химическое равновесие – это динамиче-

ское состояние, при котором происходят непрерывное образование и распад молекул с равными скоростями, т.е. Vпр. = Vобр.

В общем виде химическая реакция может быть представлена уравнениями:

аА + bB = cC + dD; Vпр = k1 [A]a[B]b; Vобр. = k2 [С] с[D]d.

9

Так как при химическом равновесии Vпр. = Vобр., следовательно k1 [A]a[B]b= k2 [С]с[D]d. Для преобразования делим обе части равенства на выражение

k2	[С] с[D]d:	k1 [A]a [B]b		k	2	[C]c [D]d	, получаем К р	k1		[C]C [D]d	.
		k2 [A]a [B]b				[A]a [B]b		k2
				k	2					[ A]a [B]b
	Величина Кр как		отношение постоянных величин есть величина постоян-

ная, называемая константой равновесия. Концентрации реагентов при устано-

вившемся равновесии называются равновесными концентрациями.

Например: 2СO + O = 2СO ,		К			k1			[СО2 ]2	.
			р
2	2				k			[СО]2[О ]
						2
								2

Концентрации реагирующих веществ не влияют на константу равновесия,

так как константы скорости реакций, отношением которых она является, не за-

висят от концентрации. Но k1 и k2 зависят от температуры и меняются с измене-

нием температуры по-разному, поэтому Кр зависит от температуры.

При неизменных внешних условиях состояние (положение) равновесия сохраняется сколь угодно долго. При изменении внешних условий положение равновесия изменяется, так как нарушается равенство Vпр. = Vобр. Через некото-

рое время после изменения условий установится новое равновесие, но при дру-

гих равновесных концентрациях. Переход системы из одного равновесного со-

стояния в другое называется смещением равновесия (сдвигом равновесия).

Закономерное влияние внешних условий (концентраций реагентов, темпе-

ратуры, давления) на положение равновесия обратимых химических реакций было установлено в 1847 году французским ученым Ле-Шателье. Принцип Ле-

Шателье звучит следующим образом: “Если на систему, находящуюся в равно-

весном состоянии, оказать какое-либо внешние воздействие (изменение тем-

пературы, давления, концентрации), то равновесие в системе сместиться в сторону той реакции, которая сводит это воздействие к минимуму”

1. При увеличении концентрации какого-либо вещества, участвующего в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода данного вещества, а при уменьшении концентрации – в сторону его образования.

10

Например, в системе 2СO + O2 = 2СO2 при увеличении концентрации кислорода равновесие сместится в сторону его расходования, т.е. вправо, в

сторону образования СО2.

2.При увеличении давления путем сжатия системы равновесие смещается

всторону меньшего числа молекул газа, т.е. в сторону понижения давления, а

при уменьшении давления равновесие сместится в сторону большего числа мо-

лекул газа, т.е. в сторону увеличения давления.

Например, в системе 2СO + O2 = 2СO2 при увеличении давления равно-

весие сместится в сторону меньшего числа молекул газа, т.е. вправо, в

сторону образования СО2, так как в левой части три молекулы газа, а в ле-

вой всего две.

Но есть равновесные системы, в которых давление не влияет на смещение

равновесия. Например, в системе Н2 + J2 2HJ при изменении давления рав-

новесие смещаться не будет, так как в левой и правой частях находится по две молекулы газа.

3. При увеличении температуры равновесие смещается в направлении эн-

дотермической реакции, а при уменьшении – в направлении экзотермической

реакции.

Экзотермической реакций называется реакция, идущая с выделением те-

пла (ΔН<0), а реакция, идущая с поглощением тепла называется эндотермиче-

ской (ΔН>0).
Например:	2Н2 + О2 2Н2О,	Н = -484,9 кДж.

При увеличении температуры в данной системе равновесие сместится вле-

во, в сторону исходных реагирующих веществ, так как обратная реакция явля-

ется эндотермической.

Принцип Ле-Шателье подтверждается и распространяется не только на хи-

мические, но и на различные физико-химические равновесные процессы. Сме-

щение равновесия при изменении условий таких процессов, как кипение, кри-

сталлизация и растворение, происходит в соответствии с данным принципом.