ИССЛЕДОВАНИЕ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ. кинетика. Отчет по лабораторной работе 8 исследование скорости химических реакций и химического равновесия

Название	Отчет по лабораторной работе 8 исследование скорости химических реакций и химического равновесия
Анкор	ИССЛЕДОВАНИЕ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ
Дата	04.03.2023
Размер	43.97 Kb.
Формат файла
Имя файла	кинетика.docx
Тип	Отчет #967950

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования

Санкт-Петербургский горный университет

Кафедра общей и физической химии

ОТЧЕТ

По лабораторной работе № 8

«исследование скорости химических реакций и химического равновесия»

Выполнил: студент гр. ___________ /. /

^{(подпись) (Ф.И.О.)}
Проверил: ___________ / /

^{(должность) (подпись) (Ф.И.О.)}

Санкт-Петербург

2022

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/м³с. Истинная скорость реакции равна модулю производной концентрации по времени:

.

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 число раз, то есть возвести в степень. Для одностадийной реакции типа:

А + В = 

скорость будет равна:

,

где А и В – 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  и  равны стехиометрическим коэффициентам в уравнении самой медленной стадии реакции, лимитирующей скорость всего процесса. Их называют частными порядками реакции по данным реагентам. Общий порядок реакции n равен сумме частных порядков:

n =  + .

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:

–dС/d = kС

Проинтегрируем это уравнение от исходной концентрации С₀ до концентрации в текущий момент времени С_:

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 lnС = f() прямолинейная, при этом ее угловой коэффициент равен константе скорости.

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»:

,

где  – температурный коэффициент скорости реакции.

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

В 1889 г. знаменитый шведский химик Аррениус вывел уравнение, связывающее константу скорости с температурой и энергией активации, согласно которому, константа скорости находится в экспоненциальной зависимости от температуры:

,

где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/мольK; k_max – предэкспоненциальный фактор, имеющий смысл максимально возможного значения константы скорости при нулевой энергии активации или бесконечно высокой температуре, когда все столкновения молекул реагентов становятся активными. Уравнение Аррениуса используют чаще в логарифмической форме:

lnk = lnk_max – E_a/RT,

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

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

aA + bB = cC + dD

Скорости прямой и обратной реакций связаны с концентрациями реагентов следующими уравнениями:

v_пр = k_прA^aB^b;

v_обр = k_обрC^cD^d.

С течением времени скорость прямой реакции будет уменьшаться вследствие расхода реагентов А и В и понижения их концентраций. Напротив, скорость обратной реакции по мере накопления продуктов С и D будет возрастать. Поэтому через некоторый промежуток времени скорости прямой и обратной реакций сравняются друг с другом. Установится состояние системы, в котором отсутствуют потоки вещества и энергии, называемое химическим равновесием. Все обратимые процессы протекают не полностью, а лишь до состояния равновесия, в котором из условия v_пр = v_обр следует математическое выражение закона действующих масс, который позволяет рассчитывать состав равновесной реакционной смеси:

,

где K – константа химического равновесия, которая зависит от температуры и природы реагентов, но не зависит от концентрации последних.

Переход от одного равновесного состояния к другому в результате изменения внешних условий (температуры, давления, добавки одного из реагентов) называют смещением равновесия. Если изменение условий вызвало рост концентрации продуктов реакции, то говорят: равновесие сместилось в сторону прямой реакции. Напротив, уменьшение выхода продуктов означает смещение равновесия в сторону обратной реакции.

На практике важно добиться максимально возможного смещения равновесия в сторону прямой реакции (или обратной, если требуется подавить образование вредных веществ). Условия для этого выбирают на основе принципа, сформулированного известным французским металлургом Ле-Шателье: «равновесие смещается в сторону реакции, ослабляющей оказываемое на систему внешнее воздействие». 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.

Протокол лабораторной работы

Опыт №1. Влияние концентрации тиосульфата натрия на скорость его разложения в кислой среде.

Номер пробирки	Число капель				Время, сек
Номер пробирки	Na₂S₂O₃	H₂O	H₂SO₄	Всего	Время, сек
1	4	8	1	13	195
2	8	4	1	13	67
3	12	0	1	13	44
4	6	7	0	13	Раствор для стравнений

Табл. 1. «Приготовление растворов».

№ пробирки	С(Na₂S₂O₃) (относительные единицы)	lnC_отн = ln(C_i/C₁)	Время реакции , с	Скорость реакции v = 1/τ, с⁻¹
1	1	0	195	2,5 * 10^-3
2	2	0,693	67	1,5 * 10^-3
3	3	1,10	44	2,2 * 10^-3

Табл. 2. «Результаты опыта».

Найдем значения скорости реакции:

Опыт №2. Влияние температуры на скорость реакции разложения тиосульфата натрия в кислой среде.

№ пробирки	Число капель		Температура, С⁰	Время реакции, τ, сек.	Скорость реакции, с^-1
№ пробирки	Na₂S₂O₃	H₂SO₄	Температура, С⁰	Время реакции, τ, сек.	Скорость реакции, с^-1
1	10	10	15	79 сек.	0,0065
2	10	10	25	57 сек.	0,0130
3	10	10	35	27 сек.	0,0222

Из результатов видно, что правило Вант-Гоффа подтверждается (с повышением температуры на 10К скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Опыт №3. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе.

№ пробирки	Состав системы	Время реакции, τ, сек
1	Мел кусочком+HCl	522
2	Мел в порошке+HCl	62

Порошковый мел реагирует быстрее, чем кусок мела.

Из таблицы видно, что чем больше площадь соприкосновения вещества при реакции с другим веществом, тем больше скорость реакции.

Опыт №5. Влияние концентраций реагентов на равновесие обратимой реакции между хлоридом железа (III) и тиоцианатом аммония.

FeCl₃ + 3NH₄CNS = Fe(CNS)₃ + 3NH₄Cl

В четыре пробирки налили равное число капель 0,0025 н. растворов хлорида железа (III) и тиоцианата аммония. Первую пробирку оставлена как эталон для сравнения (контрольная пробирка); во вторую пробирку прилили несколько капель концентрированного раствора FeCl₃(увеличение концентрации реагента); в третью пробирку добавили несколько капель концентрированного раствора NH₄CNS (увеличение концентрации реагента); в четвертую пробирку на кончике шпателя прибавили кристаллический хлорид аммония и взболтали (увеличение концентрации продукта).

№ пробирки	Состав системы	Добавленный реактив	Наблюдения
1	7 капель (0,0025н.) FeCl₃ 7 капель (0,0025 н.) NH₄CNS	Нет	Светло-бурый раствор
2		FeCl₃	Изменение цвета на красно-коричневый
3		NH₄CNS	Изменение цвета на персиковый
4		NH₄Cl	Изменение цвета на более темный

Если увеличить концентрацию реагентов, то химическое равновесие будет смещаться вправо; если увеличить концентрацию продуктов реакции, то химическое равновесие сместиться влево.

Выводы: в ходе данной лабораторной работы я смогла на практике подтвердить правило Вант-Гоффа и условия, при которых скорость реакции возрастает. Я выяснила, что скорость реакции зависит от температуры, давления, вида вещества и концентрации.