Основная цель лабораторных занятий связать теоретиче

• Название: Основная цель лабораторных занятий связать теоретиче
• Дата: 18.11.2021
• Размер: 131.07 Kb.
• Имя файла: MULR.docx
• Тип: Лекция; #276013
• страница: 7 из 17

Реакция идет в три стадии:

23

1. 
   Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂S₂O₃; 2) Н₂S₂O₃ = H₂SO₃ + S;
   

3) H₂SO₃ = H₂O + SO₂.

Суммарное уравнение:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + S + H₂O.

Самая медленная, лимитирующая стадия реакции – вто- рая, следовательно, скорость всего процесса зависит только от кон- центрации тиосерной кислоты. Так как тиосерная кислота получает- ся в результате реакции ионного обмена, которая идет практически мгновенно, можно считать, что концентрация тиосерной кислоты равна концентрации тиосульфата натрия и скорость всего процесса зависит от концентрации тиосульфата натрия.

Скорость реакции резко зависит от температуры. Известно эмпирическое правило Вант-Гоффа: «При увеличении температуры на 10 K скорость химических реакций возрастает в 2 – 4 раза»:

  ^vT10  2  4 ,

v_T

где  – температурный коэффициент скорости реакции.

Причина наблюдаемого столь резкого увеличения скорости ре- акции с повышением температуры заключается в том, что для акта хи- мического взаимодействия само по себе столкновение частиц исход- ных веществ еще недостаточно. Для того чтобы столкновение было эффективным, т.е. чтобы реагенты могли прореагировать, они долж- ны, как известно, обладать запасом энергии, равным или большим

энергии активации

E_a. С повышением температуры увеличивается

число молекул, обладающих повышенными энергиями, что приво- дит к росту числа активных (эффективных) столкновений и соответ- ственно к увеличению константы скорости и скорости химической реакции.

Температура редко изменяется ровно на 10 K . Поэтому для практических расчетов обычно используют отношение констант

24

скоростей при любых двух температурах, выражая его через темпе- ратурный коэффициент:


T
_k T₂ T₁

² _ 10 _.

k_T1

при этом понятно, что показатель степени может быть положитель- ной, отрицательной, целой или дробной величиной.

Следует помнить, что правило Вант-Гоффа дает полуколиче- ственную характеристику влияния температуры. Оно приближенно и было установлено для реакций в растворах, протекающих при сравнительно низких температурах (273 – 373 K). С повышением температуры величина  не остается постоянной, а уменьшается,

стремясь к единице.

Значительно точнее зависимость константы скорости от тем- пературы выражает уравнение Аррениуса, которое в наиболее об- щем виде выглядит следующим образом:

ln k ^B C ,

T

где B и С являются, по идее, не зависящими от температуры посто- янными, характерными для данной реакции. Это уравнение оправ- дывается на очень большом экспериментальном материале, относя- щемся к самым различным реакциям как в газах, так и в растворах. Первоначально оно и было получено Аррениусом эмпирически.

Уравнение Аррениуса связывает константу скорости реакции с температурой и энергией активации. Согласно этому уравнению константа скорости реакции находится в экспоненциальной зависи- мости от температуры:

• 
  E_a
  

k Ae^RT,

где R = 8,314 Дж/(мольK) – универсальная газовая постоянная; A – предэкспоненциальный множитель, имеющий смысл максимально возможного значения константы скорости при нулевой энергии ак- тивации или бесконечно высокой температуре, когда все столкнове-

25

ния молекул реагентов становятся активными. Уравнение Аррениуса чаще используют в логарифмической форме:

ln k ln A ^Ea1 ,

RT

согласно которой графическая зависимость lnk = f(1/T) является ли- нейной. Ее строят по опытным данным. Отрезок, отсекаемый на оси ординат при экстраполяции прямой, равен lnA. Угловой коэффици- ент равен –E_a/R. Определив параметры уравнения Аррениуса, можно рассчитать скорость реакции при любой заданной температуре.

Большинство химических реакций являются обратимыми, т.е. могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Рассмотрим обратимую реакцию:

aA + bB \ cC + dD

Скорости прямой и обратной реакций связаны с концентра- циями реагентов следующими уравнениями:


AB
v_  k_ c^ac^b;

CD
v_  k_c^cc^d,

где

v_ , v_

• 
  скорость прямой и обратной реакций; k_ и k_ – кон-
  

станта скорости прямой и обратной реакций.

С течением времени скорость прямой реакции будет умень- шаться вследствие расхода реагентов А и В и понижения их концен- траций. Напротив, скорость обратной реакции по мере накопления продуктов С и D будет возрастать. Поэтому через некоторый про- межуток времени скорости прямой и обратной реакций сравняются друг с другом. Установится состояние системы, в котором отсутст- вуют потоки вещества и энергии, называемое химическим равнове-сием. Все обратимые процессы протекают не полностью, а лишь до

состояния равновесия, в котором из условия

v_  v_

следует мате-

матическое выражение закона действующих масс, который позволя- ет рассчитывать состав равновесной реакционной смеси:
26

k_{ } [C]^c[D]^d_

K,

^k [A]^a[B]^b

где K – константа химического равновесия, которая зависит от тем- пературы и природы реактантов, но не зависит от концентрации по- следних.

Переход от одного положения равновесия к другому в ре- зультате изменения внешних условий называют смещением (сдви-гом) равновесия. Если изменение условий вызвало увеличение рав- новесных количеств веществ продуктов реакции, то говорят о сме-щении равновесия в сторону продуктов (вправо), а если возраста- ют равновесные количества веществ реагентов, то говорят о смеще-нииравновесияв сторонуреагентов(влево).

На практике важно добиться максимально возможного сме- щения равновесия в сторону прямой реакции (или обратной, если требуется подавить образование вредных веществ). Условия для это- го выбирают на основе принципа Ле-Шателье – Брауна: «равновесие смещается в сторону реакции, ослабляющей оказываемое на систему внешнее воздействие». Например, при повышении температуры рав- новесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекаю- щей с поглощением теплоты. При добавлении в систему одного из реагентов, равновесие смещается в сторону реакции, в которой этот реагент расходуется.

Контрольные вопросы

1. 
   Что называется скоростью химической реакции?
   
2. 
   Какие факторы влияют на скорость химической реакции?
   
3. 
   Что называется порядком реакции по данному веществу?
   
4. 
   Что такое общий (суммарный) порядок реакции?
   
5. 
   От каких факторов зависит величина константы скорости реакции?
   
6. 
   Как влияет величина концентрации реагирующих веществ на скорость процесса?
   
7. 
   Что называется кинетическим уравнением реакции?
   
8. 
   Как влияет температура на скорость реакции?
   

27

сия?

9. 
   Как формулируется правило Вант-Гоффа?
   
10. 
    Какие величины входят в уравнение Аррениуса?
    
11. 
    Что такое энергия активации?
    
12. 
    Что такое химическое равновесие?
    
13. 
    Что такое константа равновесия?
    
14. 
    От каких факторов зависит величина константы равнове-
    

15. 
    Какова формулировка принципа Ле-Шателье?
    

Оборудование и реактивы

В штативе: тиосульфат натрия – 1 н раствор, роданид (тио- цианат) аммония – 0,5 н раствор, хлорид железа (III) – 0,5 н раствор, роданид аммония – 0,0025 н раствор, хлорид железа(III) – 0,0025 н раствор, сульфат меди – 1 н раствор, хлорид аммония – кристалли- ческий. В вытяжном шкафу: соляная кислота – концентрированный раствор, серная кислота – 2 н раствор. Получить у преподавателя: термометр, пробирки – 7 шт., химический стакан объемом 150 мл с крышкой (термостат); мел (карбонат кальция).
Выполнениеработы
Опыт 1. Влияние концентрации тиосульфата натрия на скорость его разложения в кислой среде.

В четыре сухие пробирки внести тиосульфат натрия и воду согласно табл. 3.1 и перемешать.

Таблица 3.1.

Приготовление растворов

Номер пробирки	Число капель
	Na2S2O3	H2O	H2SO4	Всего
1	4	8	1	13
2	8	4	1	13
3	12	0	1	13
4 (контрольная)	6	7	0	13

В первую пробирку добавить одну каплю серной кислоты и включить секундомер. Определить время от момента добавления

28

кислоты (начала реакции) до появления мути за счет образующейся серы (по сравнению с пробиркой № 4). То же самое проделать с двумя другими пробирками.