Основная цель лабораторных занятий связать теоретиче
 Скачать 131.07 Kb.
|
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3. ИССЛЕДОВАНИЕ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯЦельработы: изучить зависимость скорости реакции от концентрации реагентов и температуры, а также ознакомиться с влиянием концентрации реагентов на химическое равновесие. Общие сведенияХимическая кинетика – это учение о скорости и механизме процесса и его зависимости от различных факторов, позволяющих ускорить или замедлить ход реакции. Предметом химической кинетики является изучение хи- мической реакции: закономерности ее протекания во времени, зави- симость от условий, механизм, связь кинетических характеристик со строением реактантов, энергетикой процесса и физикой активных частиц. Объектомисследованияхимическойкинетикиявляется процесс превращения реагентов в продукты. Изучение кинетикой реакции как процесса обусловливает наличие у нее и специфической 19 методологии – совокупности теоретических концепций и экспери- ментальных методов, позволяющих изучать и анализировать хими- ческую реакцию как развертывающийся во времени эволюционный процесс. Химические реакции в своем большинстве являются слож-ными, т.е. в отличие от простых (элементарных) химических ре- акций, протекающих в одну стадию, включают несколько стадий, являющихся простыми, или элементарными. Простая реакция (элементарная стадия сложной реакции) является совокупностью однотипных элементарныххимическихактов, представляющих собой превращение одной или нескольких находящихся в контакте частиц-реагентов в частицы-продукты за короткий отрезок времени (порядка 1013 с для адиабатических и 1015 с для неадиабатических реакций). Для нее стехиометрическое уравнение реакции описывает реальное взаимодействие (механизм химической реакции). В слож- ных реакциях превращение реагентов в продукты часто происходит через промежуточные элементарные стадии, т.е. стехиометрические уравнения реакций выражают только конечный результат процесса и не отражают истинного механизма химической реакции (уравнение реакции не описывает реальное взаимодействие). Необходимым условием протекания любой химической ре- акции является реакционная способность реагентов, т.е. наличие у них определенного запаса энергии (энергии активации), необходи- мого для преодоления потенциального (энергетического) барьера, разделяющего исходное и конечное состояния системы, т.е. реаген- ты и продукты. Скорость химических реакций – один из важнейших кинети- ческих параметров. Наиболее обобщенно скорость химической ре-акцииследует определить как количество вещества, прореагиро- вавшего за единицу времени в единице реакционного пространства. Сформулированное определение скорости химической реак- ции справедливо для любых сложных реакций и для любого компо- нента в любых условиях, в том числе в неизотермических. Введение понятия «реакционное пространство» обусловлено тем, что при протекании гетерогенных реакций на поверхности пористых твер- дых тел скорость реакции относят к единице объема или единице 20 массы твердой фазы, а в случае жидких или твердых фаз при извест- ной поверхности – к единице поверхности раздела. Кривые, характеризующие изменение концентрации реак- тантов (или связанного с ними свойства системы) во времени в ре- зультате протекания химической реакции (ее элементарной стадии для сложных реакций), называют кинетическими кривыми. Зави- симость концентрации компонента от времени протекания реакции может быть выражена в графической, табличной или аналитической формах. Аналитическое выражение кинетической кривой компонен- та сi называется уравнениемкинетическойкривой.Кинетиче- ские кривые широко используются на практике, так как тангенс угла наклона касательной к кинетической кривой является графической интерпретацией скорости химической реакции (ее элементарной ста- дии). Химическая реакция происходит при столкновении частиц, обладающих определенным запасом энергии, при так называемых эффективных столкновениях. Является очевидным тот факт, что увеличение числа частиц, т.е. их концентрации, приводит к увеличе- нию числа столкновений между частицами, а следовательно, к росту скорости химической реакции. Для простых реакций или элементарных стадий сложных ре- акций справедлив закон действующих масс (действия масс), уста- новленный Гульдбергом и Вааге (1867) и, как известно, выражаю- щий константу равновесия реакции. Для химической реакции, схематически представленной как nAA nBB nDD Продукты , на основе закона действующих масс скорость будет равна v kcnA cnB cnD , A B D где nA , nB , nD стехиометрические коэффициенты, а k– коэффи- циент пропорциональности, называемый константойскоростиреакции, или удельной скоростью реакции. Величина kчисленно равна скорости реакции при концентрациях всех реагентов, равных единице. Она является величиной постоянной при данной темпера- 21 туре. Таким образом, константа скорости реакции зависит только от температуры и природы реактантов. Уравнения приведенного типа, характеризующие зависи- мость скорости химической реакции от концентрации реагентов, называют кинетическими уравнениями химических реакций (хи- мических процессов). Следует подчеркнуть, что данное уравнение справедливо лишь в случае гомогенных реакций. В случае гетеро- генных реакций в кинетические уравнения входят только концен- трации газообразных (для систем «газ – жидкость» и «газ – твердое тело») или растворенных (для систем «раствор – твердое тело» и «раствор – жидкость) реагентов1. При этом по изменению концен- траций только газообразных или растворенных реактантов можно оценивать скорость реакции. В соответствии с приведенным кинетическим уравнением скорость простой или элементарной стадии сложной химической реакции пропорциональна концентрациям реагентов, взятым в сте- пенях, равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Одним из признаков, лежащих в основе кинетической клас- сификации химических реакций, является порядок реакции. Разли- чают частный (по данному реагенту) и общийпорядки. В общем случае кинетическое уравнение может иметь до- вольно сложный вид, но часто скорость является степенной функци- ей концентраций реагентов. Частныйпорядокреакцииnx это показатель степени при концентрации одного из реагентов в кинети- ческом уравнении, а общий порядок (порядок) реакцииn – сумма показателей степеней при концентрациях всех реагентов. При этом для простых реакций (и элементарных стадий сложных реакций) по- рядок реакций определяется значениями стехиометрических коэф- фициентов. Так, для простой гомогенной2 реакции, схематически представленной выше, частный порядок, например по реагенту A, 1 Обычно говорят, что концентрации жидких и твердых реагентов возводятся в нулевую степень. 2 Для гетерогенных реакций частные порядки по жидким и твердым реагентам рав- ны нулю. 22 есть стехиометрический коэффициент nA этого реагента в уравне- нии реакции, а общий порядок реакции равен n nA nB nD . Если рассматриваемая реакция сложная, то кинетическое уравнение имеет вид v kcxcycz A B D и называется кинетическимуравнениемвалгебраическойформе. Общий порядок этой реакции равен n x y z. Кинетическое уравнение в алгебраической форме показыва- ет, что скорость реакции в каждый момент времени пропорциональ- на произведению наличных, возведенных в некоторые степени кон- центраций реагентов (основной закон кинетики). В этом уравнении x, y, z– порядки реакции по реагентам A, B , D, т.е. показатели степени, в которые надо возвести концентрации соответствующих реагентов, чтобы получить экспериментально наблюдаемую ско- рость реакции. Для определения частного порядка реакции используют спо-соб избыточных концентраций (метод изоляции или метод из-бытка). Опытные данные обычно получают по зависимости кон- центрации рассматриваемого реагента от времени в условиях избы- точных концентраций всех реагентов, кроме исследуемого. В изучаемой в настоящей работе реакции между серной ки- слотой и тиосульфатом натрия возникающая сера в первый момент образует с водой коллоидный раствор. В работе измеряется время от момента сливания до появления едва заметной мути. Время от нача- ла реакции до момента помутнения (голубоватой опалесценции) за- висит от скорости реакции. Таким образом, в данном опыте измеря- ется не скорость реакции, а промежуток времени τ между началом реакции и видимым результатом. Этот промежуток времени обратно пропорционален скорости реакции, поэтому величину 1/τ назовем условнойскоростьюреакцииvусл . |