Химия для иностранцев 2013. Учебное пособие для иностранных учащихся подготовительного отделения Харьков
 Скачать 1.45 Mb.
|
|
7.3. Скорость химических реакций Раздел химии, который изучает скорость протекания химических реакций, называется химической кинетикой. Химическая кинетика изучает как гомогенные, таки гетерогенные реакции. Гомогенными называются реакции, которые протекают вод- нородной среде (гомогенной системе) – между веществами, находящимися водной фазе. Например ( ) ( ) ( газ газ 2 газ 2 2HCl Cl H = + – гомогенная реакция. Гетерогенными называются реакции, которые протекают в неоднородной среде гетерогенной системе) – между веществами, находящимися в разных фазах. Например ( ) ( ) ( газ 2 жидк тв H ZnCl 2HCl Zn Гомогенная реакция протекает во всем объеме системы. В случае гетерогенной реакции химическое взаимодействие происходит только на границе раздела фаз. Скорость химической реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ за единицу времени. Δτ Δ τ τ v 1 2 1 2 c c c ± = − − ± = v - скорость реакции c 1 , c 2 - молярные концентрации одного из реагирующих веществ в момент времени и τ 2 соответственно (молярная концентрация показывает, сколько молей данного вещества содержится водном литре раствора. Скорость химической реакции – величина всегда положительная. Поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация исходного вещества уменьшается в процессе реакции, то полученное значение умножают на –1. Например, для реакции А + В → С + D скорость можно определить так Δτ Δ Δτ Δ v A C c c − = = , где с – изменение концентрации вещества С (продукта реакции Δс А – изменение концентрации вещества А (исходного вещества. Единица измерения концентрации моль/л, время измеряют в секундах, поэтому 66 для скорости реакции получим единицу измерения моль/(л·с). Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, присутствия катализатора, площади соприкосновения реагирующих веществ. Зависимость скорости химической реакции от концентрации выражается законом химической кинетики Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам. Для реакции aA + bB → cC + dD [ ] [ ] b a B A v где [A] и [B] – молярные концентрации веществ Аи В a и b – стехиометрические коэффициенты k – константа скорости реакции. Константа скорости k равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Она зависит от температуры, природы реагирующих веществ и не зависит от их концентрации. В случае гетерогенных реакций в выражение скорости реакции входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Например, для реакции ( ) ( ) ( ) г 2 г 2 тв CO O C = + [ ] 2 O v Увеличение температуры приводит к увеличению скорости химической реакции. Правило Вант – Гоффа : при повышении температуры на каждые 10 С скорость реакции возрастает в 2-4 раза. При увеличении температуры от t 1 до t 2 изменение скорости можно рассчитать 67 по формуле 10 1 t 2 t 1 2 γ v v − = t t , где 2 t и v – скорости реакции при температурах t 2 и t 1 γ – температурный коэффициент данной реакции. Скорость реакции можно изменить введением в реакционную смесь специальных веществ. Вещества, которые увеличивают скорость реакции, носами при этом не изменяются, называются катализаторами. Ингибиторы – вещества, которые замедляют реакцию. Контрольные вопросы и задания 1. Чем определяется скорость химической реакции В каких единицах она выражается. Как зависит скорость химической реакции от а) концентрации б) температуры. Какие вещества называют катализаторами 4. Во сколько раз увеличится скорость реакции 2NO + O 2 = 2NO 2 , если а) концентрацию увеличить в 3 раза б) концентрацию NO и O 2 увеличить в 2 раза 5. Скорость гомогенной реакции при температуре 10 С равна 2.36 · 10 -2 моль/(л · с. Определить скорость этой реакции при температуре 60 С, если температурный коэффициент скорости реакции γ = 2.3. 7.4. Химическое равновесие в обратимых реакциях Обратимые реакции – это химические реакции, которые при одних и тех же условиях одновременно протекают в противоположных направлениях. Например H 2 + I 2 2HI (обратимая реакция, ) 68 H 2 + I 2 → 2HI (прямая реакция, →) 2HI → H 2 + I 2 (обратная реакция, ←). Скорость прямой реакции v пр = пр. Скорость обратной реакции v обр. = k обр. [HI] 2 Химическое равновесие – это состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны ( v пр = v обр. ). H 2 + I 2 2HI v пр обр. H 2 + пр 2HI ⎯ ⎯ → ⎯ обр. v H 2 + В состоянии равновесия концентрации реагирующих веществ остаются неизменными и называются равновесными концентрациями. Химическое равновесие количественно характеризуется константой равновесия. Константа равновесия K – это отношение констант скоростей прямой и обратной реакций обр. пр. k k K = 69 Для реакции H 2 + I 2 2HI [ ] [ ][ ] 2 2 2 обр. пр. I H HI = = k k K Если реакцию записать в общем виде aA + bB cC + dD то [ ] [ ] [ ] [ ] b a d c обр. пр. B A D C = = k k K , где [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации компонентов. Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ и не зависит от их концентрации. Чем больше константа, тем больше равновесие сдвигается в сторону образования продуктов прямой реакции. Способы смещения равновесия Принцип Ле Шателье . Если на систему, которая находится в состоянии равновесия, производится внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной, которая ослабляет это воздействие. Влияние концентрации. Увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону той реакции, которая приведет к уменьшению этих концентраций (в сторону прямой реакции. Для реакции aA + bB cC + dD при увеличении концентрации исходных веществ или [B] или [A] и [B] скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции (v пр v обр ), и равновесие сместится в сторону продуктов реакции. Влияние температуры. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (реакция, протекающая с поглощением теплоты, а понижение температуры – в сторону экзотермической реакции. 70 aA + bB cC + dD + Q v пр обр. (экзотермическая реакция. Увеличение температуры приводит к v пр v обр . Равновесие смещается в сторону исходных веществ. aA + bB cC + dD - Q v пр обр. (эндотермическая реакция. Увеличение температуры приводит к v пр обр . Равновесие смещается в сторону продуктов реакции. Влияние давления. Изменение давления смещает равновесие системы, если реакция идет между газами, и при этом изменяются объёмы газообразных веществ. Увеличение давления смещает равновесие системы в сторону образования меньших объёмов, те. меньшего числа молекул. Для реакции 2A + B 2C v пр обр. все участники которой являются газами, увеличение давления приводит к пр v обр . Равновесие смещается в сторону прямой реакции, т. к. прямая реакция сопровождается уменьшением числа молекул 2 моль + 1 моль = 3 моль 2 моль пр обр. Если в процессе обратимой реакции объёмы (количество молекул) газообразных веществ не изменяется, то изменение давления не влияет на состояние равновесия. Например, в реакции H 2 + I 2 2HI изменение давления не изменяет состояние равновесия. Контрольные вопросы и задания 1. Какие реакции называются обратимыми 2. При каких условиях равновесие обратимой реакции нарушается 3. Запишите выражение константы равновесия для следующих реакций 71 а) ( ) ( ) г 2 г 2 H 3 N + ( г 2NH ; б) ( ) ( ) тв г г 4. В какую сторону сместится равновесие ( ) ( ) тв 2 г 2 O 2SO + ( га) при увеличении концентрации оксида серы (VI); б) при повышении давления в) при понижении температуры. 72 8. Растворы и электролитическая диссоциация 8.1. Понятие о растворах. Концентрация вещества в растворе Раствор – это гомогенная система, которая состоит из двух или более компонентов растворённого вещества и растворителя. Растворителем считают тот компонент, которого в системе больше. Раствор, в котором данное вещество больше не растворяется приданной температуре, называют насыщенным. Раствор, в котором данное вещество еще может растворяться приданной температуре, называют ненасыщенным. Растворимость вещества приданной температуре определяется массой этого вещества, которая может раствориться в 100 г растворителя, образуя приданной температуре насыщенный раствор. Основным параметром состояния раствора, кроме температуры и давления, является его состав. Состав раствора можно выразить долей растворённого вещества или концентрацией. Массовая доля определяется отношением массы растворённого вещества к массе раствора. Массовую долю выражают в долях единицы или процентах (например, 0.5 или 50%) и обозначают буквой ω (омега. Например, мы имеем раствор сахара вводе. Сахар – растворённое вещество, вода – растворитель. Массу вещества обозначим ва - в массу растворителя – ля- р Тогда, масса раствора ра - рва- в + ля- р m Массовая доля вещества ра - рва- в ω m m = Массовая доля, выраженная в процентах, показывает, сколько граммов растворенного вещества находится в 100 г раствора. Например, ω(NaCl) = 15%. Это означает, 73 что если ра - р 100 г, то масса вещества в этом растворе ва - в 15 г. Концентрация растворённого вещества показывает количество или массу раствор нного вещества, содержащееся в единице массы или единице объёма раствора. Молярная концентрация показывает, сколько молей растворённого вещества содержится водном литре раствора. Её выражают в молях на литр (моль/л) и обозначают с(Х) (Х – химическая формула вещества. ( ) V c υ X = ; (моль/л), где υ – количество вещества Х в растворе, моль V – объём раствора, л. Так как, ва в ва в, то ( ) V М m c ва в ва - в (моль/л). Пример 1. Вводе массой 500 г растворили 40 г вещества NaOH. Плотность полученного раствора ρ = 1 г/см 3 . Рассчитать массовую долю и молярную концентрацию NaOH в растворе. Дано ля- р = 500 г ва - в) = 40 г ρ = 1 г/см 3 ра - рва- в ра - рва- в + ля- р = 40 + 500 = 540 (г % 4 7 074 0 540 40 ω = = = ( ) л 054 см 540 г/см 1 г 540 ρ ; ρ ; NaOH 3 3 ра - р ра - р ра - р ра - рва в ва - в = = = = = = − m V V m V М m c M (NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль. ( ) моль/л. 85 1 54 0 40 40 NaOH = ⋅ = c ω(NaOH) – с) – ? 74 Пример 2. Приготовить раствор хлорида натрия NaCl массой 300 гс массовой долей NaCl 5%. Дано ра - р = 300 г ω( NaCl) = 0.05 ра - рва- в ва - в = ω · ра - р = 0.05 · 300 = 15 (г m (H 2 O) = ра - рва- в = 300 – 15 = 285 (г. Для приготовления данного раствора необходимо взять 15 г NaCl и 285 г воды. m (NaCl)– ?; m (H 2 O)– ?. Контрольные вопросы и задания 1. Какие способы выражения состава раствора вызнаете. Определите массу соли, необходимую для приготовления л 5%-ного раствора, плотность которого ρ = 1.1 г/мл. 3. К раствору массой 200 гс массовой долей вещества 15% добавили 100 г воды. Определите массовую долю вещества в полученном растворе. 4. Смешали 300 г 10%-ного раствора и 400 г 20%-ного раствора одного итого же вещества. Рассчитайте массовую долю этого вещества в полученном растворе. 5. Рассчитайте молярную концентрацию 5%-ного раствора серной кислоты H 2 SO 4 . Плотность раствора ρ = 1.03 г/см 3 75 8.2. Электролитическая диссоциация Рис. 2 Прибор для регистрации электрической проводимости раствора. Хорошо известно, что одни вещества в раствор нном состоянии проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят. Это можно наблюдать с помощью прибора, который состоит из угольных электродов, присоединённых проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока вцепи. Если опустить электроды в раствор сахара, лампочка гореть не будет. Но она будет ярко гореть, если электроды опустить в раствор хлорида натрия (NaCl) и менее ярко – в раствор уксусной кислоты (CH 3 COOH). Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называют электролитами. Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. Электрический ток могут переносить только заряженные частицы. Это означает, что в растворах электролитов находятся положительно заряженные и отрицательно заряженные частицы – ионы. Положительно заряженные частицы перемещаются кот- рицательному электроду и называются катионами (H + – катион водорода, Na + – катион натрия. Отрицательно заряженные частицы перемещаются к положительно заряженному электроду и называются анионами (Cl – – анион хлора. Ионы в растворе возникают в результате процесса электролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация – это процесс распада молекул электролита 76 на ионы под влиянием полярных молекул растворителя. Рис. 3 Схема электролитической диссоциации хлороводорода HCl вводном растворе. 1 – полярная молекула HCl; 2 – превращение полярной молекулы HCl в ионы 3 – гидратированный катион (катион, окружённый молекулами воды 4 – гидратированный анион (анион, окружённый молекулами воды – полярная молекула воды. Диссоциация – процесс обратимый. Для него можно записать выражение константы равновесия, которая в этом случае называется константой диссоциации CH 3 COOH CH 3 COO – + H + [ ] [ ] [ ] COOH CH COO CH H 3 3 д − + ⋅ = K Количественной мерой процесса диссоциации является степень диссоциации α альфа. Степень диссоциации показывает долю молекул, которые распались на ионы, и определяется отношением количества молекул, которые продиссоциировали на ионы (n), к общему числу молекул электролита в растворе (N): N n = α α может принимать значения от 0 доили от 0 до 100%). По способности к диссоциации электролиты делят на сильные (α > 30% в растворах с с(Х) = 0.1 моль/л) и слабые ( α < 3% в растворах с с(Х) = 0.1 моль/л). 77 Сильные электролиты вводных растворах полностью распадаются на ионы HCl → H + + Cl – ; NaCl → Na + + К сильным электролитам относят кислоты – H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 ; гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др соли ( хорошо растворимые. Диссоциация кислот HCl → H + + Cl – ; HNO 3 → H + + − 3 NO ; CH 3 COOH CH 3 COO – + H + Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато I ступень H 2 SO 3 − 3 HSO + H + ; II ступень − 3 HSO − 2 3 SO Все кислоты при диссоциации дают одинаковый катион – катион водорода Ни анион кислотного остатка. Диссоциация оснований NaOH → Na + + OH – ; KOH → K + + OH – Многокислотные основания диссоциируют ступенчато I ступень Ca(OH) 2 CaOH + + OH – ; II ступень CaOH + Ca 2+ + Все основания дают одинаковый анион – гидроксид-ион Диссоциация солей NaCl → Na + + Cl – ; Fe 2 (SO 4 ) 3 → 2Fe 3+ + 3 − 2 4 SO ; NaHCO 3 → Na + + − 3 HCO ; MgOHCl → MgOH + + Cl – 78 Соли при диссоциации образуют катион остатка основания и анион кислотного остатка. Контрольные вопросы и задания 1. Какой процесс называют электролитической диссоциацией 2. Какие вещества называют электролитами 3. Напишите уравнение электролитической диссоциации следующих электролитов в растворах а) сульфата натрия б) нитрата алюминия в) хлорида гидроксомеди (II); г) бромоводородной кислоты д) гидрокарбоната кальция. 4. Напишите формулы соединений, которые при растворении вводе диссоциируют на ионы аи б) Mg 2+ ив и − 2 3 CO ; гид и − 3 NO . 8.3. Ионные реакции Вводных растворах электролиты существуют обычно в виде ионов. Поэтому, реакции в растворах электролитов – это реакции между ионами. Их можно изображать молекулярными и ионными уравнениями. При составлении ионных уравнений нужно помнить, что нерастворимые вещества (осадки, газы и малодиссоциированные вещества изображают в молекулярной форме, а хорошо диссоциированные вещества (сильные электролиты) – в ионной форме. Образование осадков отмечают знаком "стрелка вниз" ( ↓), образование газов – знаком "стрелка вверх" (↑). Реакции, в результате которых образуются осадки, газы или малодиссоциированные вещества протекают до конца, те. являются необратимыми. Чтобы записать сокращенное (краткое) ионное уравнение, необходимо исключить ионы, которые не участвуют в реакции. Например 1) CaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3 ) 2 + 2AgCl ↓ молекулярное уравнение 79 Ca 2+ + 2Cl – + 2Ag + + 2 − 3 NO = Ca 2+ + 2 − 3 NO + 2AgCl↓ – полное ионное уравнение Ag+ + Cl– = AgCl ↓ – сокращенное ионное уравнение 2) 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O – молекулярное уравнение 2Na + + 2OH – + 2H + + − 2 4 SO = 2Na + + − 2 4 SO + 2H 2 O – полное ионное уравнение 2OH – + 2H + = 2H 2 O – сокращенное ионное уравнение. Если в реакции не участвуют электролиты, то ионный вид уравнения отсутствует. Контрольные вопросы и задания Составить молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения а) BaCl 2 + Na 2 SO 4 → г) Na 3 PO 4 + HCl → б) K 2 CO 3 + HCl → две. Водородный показатель (рН) Вода – очень слабый электролит. Степень диссоциации воды при 22 С α = 1.8 · 10 -9 . Поэтому, вводном растворе всегда присутствуют катионы водорода Ни анионы гидроксид-иона ОН, которые образуются в результате обратимой диссоциации+ Для этого равновесного процесса можно записать выражение для константы равновесия (константы диссоциации ( ) [ ] [ ] [ ] O H OH H O H 2 д 80 Д) – константа диссоциации воды, равная 1.8 · 10 -16 [H + ], [OH – ] – молярные концентрации ионов Ни ОН [H 2 O] – молярная концентрация недиссоциированных молекул воды. Концентрацию недиссоциированных молекул воды можно считать постоянной, так как вода очень слабо диссоциирует на ионы. Ее можно рассчитать ( ) ( ) ( ) O H O H O H 2 2 2 V М m c ⋅ = моль/л. Объём воды V = 1 л. Масса 1 л воды m(H 2 O) = 1000 г. М) = 18 г/моль. ( ) [ ] 56 55 1 18 1000 O H O H 2 2 = ⋅ = = c моль/л. Тогда получим [ ] [ ] 55.56 OH H 10 8 1 16 − + − ⋅ = ⋅ [H + ][OH – ] = 1 · Произведение концентраций ионов Ни ОН является приданной температуре постоянной величиной и называется ионным произведением воды (K W ). При 25 С K W = 10 -14 K W = [H + ][OH – ] = Любой водный раствор кислоты, щелочи или соли содержит ионы водорода и гидроксид-ионы. Концентрация ионов Н определяет кислотность раствора (среды, а концентрация ионов ОН определяет |