Общие теоретические сведения. Тема: Исследование скорости химических реакций и химического равновесия

ОТЧЁТ ПО ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ № 4.

По дисциплине: Химия

Тема: Исследование скорости химических реакций и химического равновесия

Выполнил студент: гр. ГК-08-1 ______________ / Зацаренский Д.А. /

^{(подпись)}

Дата: ________

Проверил преподаватель: ____________ /Берлинский И.В./

^{(подпись) (Ф.И.О.)}

Санкт-Петербург

Цель работы: изучить зависимость скорости реакции от концентрации реагентов и температуры, а также ознакомиться с влиянием концентрации реагентов на химическое равновесие

Общие теоретические сведения

Средняя скорость реакции равна изменению молярной концентрации реагента в единицу времени при постоянстве объема системы. Единица измерения в СИ: моль/м ^.c.

Скорость реакции пропорциональна числу столкновений между молекулами реагентов, которое определяется произведением их концентраций. Если в акте реакции участвуют несколько молекул одного из реагентов, то его концентрацию надо перемножить соответствующее количество раз, то есть возвести в степень. Для одностадийной реакции типа

скорость прямой реакции будет равна

, (2)

где [A] и [B] – молярные концентрации реагентов, k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Константа скорости не зависит от времени протекания реакции и концентрации реагентов, но зависит от природы участников реакции, температуры и присутствия катализаторов. Если реакция протекает в несколько стадий, то значения равны стехиометрическим коэффициентам в уравнении самой медленной стадии реакции, лимитирующей скорость всего процесса. Их называют частными порядками реакции по данным реагентам. Общий порядок реакции равен сумме частных порядков:

Реакция разложения тиосульфата натрия, которую мы будем изучать в данной работе, является процессом первого порядка, n = 1. Следовательно, скорость пропорциональна концентрации тиосульфата в первой степени. Из уравнений (1) и (2) следует:

-ас/dt=kc. (3)

Проинтегрируем это уравнение от исходной концентрации С₀ до концентрации в текущий момент времени C_т. Интегрирование есть математическая операция, обратная диффернцированию. Уравнение (3) может быть получено дифференцированием следующего уравнения:

Inc = IncC₀ – kt (4)

Следовательно, уравнение (4) есть интеграл уравнения (3). Полученное уравнение позволяет рассчитать концентрацию реагента в любой момент времени. Необходимое для расчетов значение константы скорости определяют по экспериментальной зависимости концентрации реагента от времени протекания реакции. Для реакции первого порядка зависимость Inc = f(t) прямолинейная, при этом её угловой коэффициент равен константе скорости.

Скорость реакции резко зависит от температуры. Известно экспериментально правило Вант-Гоффа: «При увеличении температуры на 10 К скорость химической реакции возрастает в 2 – 4 раза»:

γ = ∂т+10/∂т ≈ 2:4 (5)

где γ – температурный коэффициент скорости реакции.

Причина столь значительной температурой зависимости скорости реакции в том, что для перестройки химических связей в молекулах в ходе элементарного акта реакции требуются большие затраты энергии. Расчеты показывают, что лишь одной из 10¹⁰ – 10²⁰ столкновений молекул реагентов заканчивается химическим превращением. В остальных случаях критической энергии частиц оказывается недостаточно для перестройки связей. Минимальное количество кинетической энергии молекул, необходимое для протекания элементарного акта реакции при столкновении, называют энергией активации. Домножив её на число Авогадро, получим молярную энергию активацию Е_а, которую измеряют Дж/моль. Из закона Максвелла и Больцмана следует, что число частиц с высокими энергиями теплого движения, а значит и число активных столкновений, увеличивается экспоненциально с ростом температуры, чем и обусловлено высокие температурные коэффициенты скорости химических реакции.

В 1889 году знаменитый шведский химик Аррениус вывел из опытных данных уравнение, связывающее константу скорости с температурой и энергией активации. Позднее это уравнение получило теоретическое обоснование. Согласно Аррениусу, константа скорости находиться в экспоненциальной зависимости от температуры:

к = к_max * exp(E_a/RT) (6)

где R, - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль*K,

к_{max –} предэкспоненциальный фактор, имеющий смысл максимально возможного значения константы скорости при нулевой энергии активации или бесконечно высокой температуры, когда все столкновения молекул реагентов становятся активными. Уравнение Аррениуса используют чаще в логарифмической форме:

Ink = Ink_max – E_a/RT (7)

Согласно уравнению (7), графическая зависимость Ink = F(T^-1) является прямолинейной. Её строят по опытным данным. Отрезок, осекаемый на оси ординат при экстраполяции прямой, равен Ink_max. Угловой коэффициент равен - E_a/RT. Определив параметры уравнения Аррениуса, можно рассчитать скорость реакции при любой заданной температуры.

Большинство химических реакции являются обратимыми, то есть могут протекать так в прямом, так и в обратном направлениях. Рассмотрим обратимую реакцию:

aA + bB ↔ cC + dD.

Согласно формуле (2), скорости прямой и обратной реакции связаны с концентрациями реагентов следующими уравнениями:

∂_пр = K_пр[A]^a*[B]^b и ∂_обр = K_обр[C]^c*[D]^d

С течением времени скорость прямой реакции будет уменьшаться в следствии расхода реагентов А и B при понижения их концентрации. Напротив, скорость обратной реакции по мере накопления продуктов С и D будет возрастать. Поэтому через некоторый промежуток времени скорость прямой и обратной реакции сравняются друг с другом. Установится состояние системы, в котором отсутствует потоки вещества и энергии, вызываемые химическим равновесием. Все обратимые процессы протекают не полностью, а лишь до состояния равновесия, в котором из условия ∂_пр = ∂_обр следует:

K_пр/ K_обр = [C]^c*[D]^d/[A]^a*[B]^b (8)

Где К – константа химического равновесия, которая зависит от температуры и природы регентов, но не зависит от концентрации последних. Формула (8) есть математическое выражение закона действующих масс, которой позволяет рассчитывать состав равновесной реакционной смеси.

Переход от одного равновесного состояния к другому в результате изменения внешних условий (температуры, давления, добавки одного из реагентов) называют смещением равновесия в сторону обратной реакции.

На практике важно добиться максимально возможного смещения равновесия в сторону прямой реакции (или обратной, если требуется подавить образования вредных веществ). Условия для этого выбирают на основе принципа, сформулированного известным французским металлургом Ле-Шателье: «Равновесие смещается в сторону реакции, ослабляющей оказываемое на систему внешнего воздействия». Например, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением тепла. При добавлении в систему одного из реагентов равновесие смещается в сторону реакции, в которой этот реагент расходуется.