Закон действия масс - pismo.netnado.ru o_O
Главная
Поиск по ключевым словам:
страница 1
Похожие работы
Закон действия масс - страница №1/1

Скорость химических реакций
ВВЕДЕНИЕ

Цель работы: на основании экспериментальных данных выявить зависимость скорости химической реакции от концентрации


1 ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ


    1. Закон действия масс

Различные химические реакции протекают с различными скоростями: быстро – выпадение осадка в реакциях ионного обмена; мгновенно – взаимодействие водорода и кислорода, происходит взрывообразно; медленно – коррозия металлов, которая протекает годами.

Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации реагирующих веществ с течением времени:

В уравнении знак «+» показывает, что с течением времени концентрация продуктов реакции увеличивается, знак «–», что с течением времени концентрация исходных веществ становится меньше. Время, как правило, выражается в секундах.



Рис. 1. Зависимость концентрации веществ от времени протекания реакции.

а – исходные вещества; б – продукты реакции.


Для изучения кинетики химических реакций, большое значение имеет не только определение скорости реакции, но и определение механизма протекания реакции.

Уравнения химических реакций указывают только начальное и конечное состояние системы и являются символическим выражением материального баланса (закона сохранения массы веществ). В действительности реакция может протекать через ряд промежуточных стадий, так называемых элементарных актов реакции. Например, реакция окисления иодоводорода пероксидом водорода записывается следующим образом:

2HI + H2O2  I2 + 2H2O

Механизм этой реакции представлен следующими стадиями:



  1. HI + H2O2  HIO + H2O (медленная стадия)

  2. HIO + HI  I2 + H2O (быстрая стадия)

Скорость и общий порядок реакции определяется медленной стадией - лимитирующая стадия реакции. Такие реакции называются сложными.

К сложным реакциям также относятся цепные реакции (простые и разветвленные), например, реакция образования хлороводорода из простых веществ, которая на свету сопровождается взрывом:

H2 + Cl2 2HCl.

Для цепных реакций характерны 3 стадии:

1) стадия зарождения цепи

Cl2 2Cl

2) стадия развития цепи

H2 + Cl  HCl + H

H + Cl2  HCl +Cl и т.д.

3) стадия обрыва цепи

H + H  H2

Cl + Cl→ Cl2

Cl + H→ HCl

Cl + стенка → Cl

К сложным относятся и параллельные реакции:
4KCl + 6O2

4KClO3

3KClO4 + KCl

Рис. 2. Зависимость концентрации продуктов реакции от времени протекания реакции.

1 – обычная реакция; 2 – цепная реакция; I – первая стадия; II – вторая стадия; 3 – III – третья стадия.


Число молекул, участвующих в одном элементарном акте реакции, называется молекулярностью реакции. Одностадийная реакция, в которой участвует только одна молекула, называется мономолекулярной. Реакция, в которой участвуют две молекулы – бимолекулярная, реакции в которых участвуют три молекулы – тримолекулярная (так как вероятность одновременного столкновения трех разных молекул мала, то и тримолекулярные реакции очень редки).

Факторами, влияющими на скорость реакции, являются природа и концентрация реагирующих веществ, температура, давление (для газовой фазы), а для гетерогенной реакции еще и площадь соприкосновения.

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс (здм), сформулированным в 1867 г. Гульдбергом и Вааге:

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень, равную коэффициентам в уравнении реакции.

Так, для гомогенной реакции



aA + bB = cC + dD

можно записать:

= k ,

где СA, CB – текущие концентрации исходных веществ A и B;

a, b – коэффициенты в уравнении химической реакции;

k – константа скорости реакции, она равна скорости реакции при концентрациях веществ равных единице.

Константа скорости не зависит от концентрации реагирующих веществ, а определяется только природой реагирующих веществ и условиями протекания процесса.

Если эта реакция протекает в газовой фазе, то закон действия масс записывается следующим образом:



= k,

где pA, pB – текущие парциальные давления компонентов A и B.



Порядок реакции – это показатель степени, в которой входит концентрация этого вещества в уравнение скорости реакции. Но, как правило, порядок реакции и стехиометрические коэффициенты совпадает лишь для некоторых простых реакций. Для сложных реакций порядок реакции определяется экспериментально. Порядок реакции - величина формальная. Он может быть положительным, отрицательным, дробным, нулевым - это свидетельствует о многоступенчатом характере протекающей реакции.
1.2 Влияние площади соприкосновения на скорость реакции
Различают гомогенные и гетерогенные реакции.

Гомогенные химические реакции - это реакции, протекающие в гомогенных (однофазных) системах, т.е. системах, в которых нет границы раздела между фазами. Гомогенные реакции протекают во всем объеме.

Гетерогенные химические реакции - это реакции, протекающие в гетерогенных (многофазных) системах, т.е. системах, в которых есть граница раздела между фазами. Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз, поэтому скорость химической реакции зависит от площади соприкосновения. Твердая фаза в явном виде не входит в закон действия масс. Так, для гетерогенной реакции

aA + bB = dD + eE

(г) (к) (г) (г)

в выражение здм не входит кристаллическое вещество B:

υ = kC = k΄∙p.

Константы скорости k и k΄ учитывают влияние твердой фазы, т.к. k и k΄ определяются поверхностью соприкосновения фаз, которая меняется в ходе реакции.


1.3 Влияние температуры на скорость реакции
Зависимость скорости реакции от температуры, в общем виде, представлена эмпирическим правилом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на 10 скорость реакций возрастает в 2-4 раза:

=

Повышение температуры приводит к увеличению константы скорости химической реакции. Эта зависимость выражается уравнением Аррениуса:



,

где R – универсальная газовая постоянная, R=8,314 Дж/моль∙К;

T – абсолютная температура, K;

ko – константа скорости при T→∞;

Ea – энергия активации химической реакции.

Не каждое соударение молекул или других частиц приводит к химическому взаимодействию, так, например, число соударений в газовой фазе при нормальных условиях достигает порядка 1028 соударений в минуту, при этом реакция синтеза иодоводорода заканчивалась бы за 10-10 сек, но в действительности она протекает со скоростью в 1014 раз меньше. Можно сделать вывод, что для осуществления химического взаимодействия, молекулы должны обладать определенным запасом энергии – энергией активации. Энергии активации химических реакций изменяются в пределах от 40 до 400 кДж/моль. Реакции, для которых энергия активации больше 150 кДж/моль не протекают, даже если Gреакц.<0.




    1. Влияние катализатора на скорость реакции



Катализ – явление изменения реакций в присутствии веществ – катализаторов, которые вступают в промежуточное взаимодействие с реагирующими веществами, но не входят в состав продуктов реакции.

Катализаторы, увеличивающие скорость реакции, называются положительными, а уменьшающие – отрицательными. Отрицательные катализаторы называются ингибиторами.

Механизм действия катализатора сводится к изменению энергии активации данной реакции: положительные катализаторы уменьшают энергию активации и тем самым увеличивают число активных молекул, а отрицательные – увеличивают энергию активации, тем самым уменьшая число активных молекул. Это происходит за счет образования промежуточных, нестойких комплексов, которые в дальнейшем распадаются на продукты реакции с выделением катализатора в химически неизменном виде.

В отсутствие катализатора реакцию можно представить следующим образом:

А + В = АВ

В присутствии катализатора реакция протекает в две быстроидущие стадии:

1 стадия А + Каt = АКаt

2 стадия AKat + B = AB + Kat ,

в результате которых сначала образуются частицы промежуточного соединения AKat, а затем конечные продукты с регенерацией катализатора.

Если катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе, то процесс называют гомогенным катализом.



Гетерогенный катализ протекает на границе раздела фаз, катализатор в гетерогенном катализе, как правило, находится в твердой фазе. Процесс в этом случае начинается с адсорбции исходных молекул на поверхности катализатора. Образование промежуточных соединений происходит на активных центрах катализатора. Активные центры составляют незначительную долю всей поверхности. Для увеличения поверхности катализатора и, тем самым, увеличения числа его активных центров его тонко измельчают.

Свойства катализатора:



  1. Катализатор не входит в состав исходных веществ и продуктов реакции, поэтому не может оказать влияние на изменение энергии Гиббса G, следовательно, он не может вызвать протекание реакций, для которых G>0. Катализатор ускоряет те реакции, для которых G<0.

  2. Для обратимой реакции катализатор не смещает химическое равновесие и не влияет на константу равновесия, а лишь ускоряет достижение химического равновесия.

  3. Использование катализатора не влияет на тепловой эффект химической реакции, так как тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса.

  4. Из возможных параллельных реакций катализатор ускоряет только одну – селективное действие катализатора.

  5. Подбор катализатора проводится экспериментально. Для гетерогенного катализа часто используются переходные металлы и их соединения, при этом особенно высоким каталитическим действием отличаются металлы VIII Б подгруппы.

  6. Активность и селективность катализатора можно изменить, вводя в объем твердого тела или на поверхность катализатора вещества не обладающих каталитической активностью, но повышающих активность катализатора промоторов. Вещества, которые приводят к уменьшению активности катализатора, называются каталитическими ядами.



  1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ




  1. Написать математическое выражение закона действия масс для гомогенной реакции

2NO + O2 = 2NO2;

(г) (г) (г)


Решение. В связи с тем, что перед NO стоит коэффициент 2, а перед O2 стоит коэффициент 1 в законе действия масс стоит концентрация NO в квадрате, а концентрация O2 в первой степени:

υ= k∙c∙c

2. Написать математическое выражение закона действия масс для гетерогенной реакции

2C + O2 = 2CO

(к) (г) (г)

Решение. Твердая фаза в явном виде не входит в закон действия масс, поэтому для данной реакции

υ= k∙c

3. Во сколько раз изменится скорость реакции

2NO + O2 = 2NO2

(г) (г) (г)
при увеличении концентрации NO в 3 раза?

Решение. Первоначальная скорость реакции может быть записана следующим образом:

υ1= k∙c∙c.

После повышения концентрации NO

υ2= k∙(3c)2∙c= 9 k∙c∙c= 9 υ2

Таким образом, скорость реакции увеличилась в 9 раз.

4. Во сколько раз изменится скорость реакции

2NO + O2 = 2NO2

(г) (г) (г)


при увеличении объема системы в 3 раза?

Решение. Увеличение объема в системе равносильно уменьшению давлению: во сколько раз увеличивается объем, во столько же раз уменьшается давление, поэтому задачу можно переформулировать: во сколько раз изменится скорость реакции при уменьшении давления в системе в 3 раза? Для расчета следует использовать уравнение закона действия масс, в котором скорость выражена через парциальные давления, т.е.

υ1= k∙p∙p.

При уменьшении общего давления в системе парциальные давления всех компонентов уменьшаются в такое число раз:

υ2= k∙(p)2∙(p)= p∙p= υ1

Таким образом, скорость реакции уменьшилась в 27 раз.

5. Вычислить, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении температуры на 30оС, если температурный коэффициент равен 2.



Решение. По правилу Вант-Гоффа

=γ= γ=2= 2=8.

6. Определить температурный коэффициент γ для реакции, скорость которой увеличилась в 32 раза при увеличении температуры на 50К.



Решение. Подставим условие в правило Вант-Гоффа =γ. Получится 32= γ. Теперь надо представить 32 как число, возведенное в степень 5, т.е. 32=25. Следовательно, 25= γ5. Отсюда γ=2.

7. Скорость реакции + =

при 4 моль/л, 3 моль/л равна 0,72. Вычислить константу скорости реакции.

Решение. Запишем закон действия масс для данной реакции

υ= k∙c∙c, выразим из него константу скорости

k===0,015.

3 ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ


1. В чем разница между гомогенными и гетерогенными реакциями?

2. Какие факторы влияют на скорость химических реакций?

3. Как формулируется закон действия масс? Каков физический смысл константы скорости реакции?

4. Как влияет температура на скорость химических реакций?

5. Сформулируйте правило Вант-Гоффа.

6. Напишите математическое выражение закона действия масс для реакции

4 Al + 3 O2 = 2 Al2O3

(к) (г) (к)

7. Во сколько раз изменится скорость реакции

N2 + 3 H2 = 2 NH3

(г) (г) (г)
при уменьшении объема системы в 3 раза?

8. Во сколько раз изменится скорость реакции

2 Fe2O3 + 3CO = 4 Fe + 3 CO2

(к) (г) (к) (г)

при увеличении концентрации CO в 3 раза?

9. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении температуры на 50оС, если температурный коэффициент равен 3.

10.Определите температурный коэффициент γ для реакции, скорость которой уменьшилась в 81 раз при понижении температуры с 70ºС до 40ºС.

11. Скорость реакции 2NO + O2 = 2NO2

(г) (г) (г)

при 2 моль/л равна 0,054. Константа скорости реакции равна 0,012. . Вычислите .

4 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
В основу экспериментальной работы положена реакция между иодноватокислым калием и сернистокислым натрием в кислой среде.

Одним из продуктов реакции является йод, который можно обнаружить по посинению раствора крахмала.


2KJO3 + 5Na2SO3 + H2SO4 K2SO4 + 5 Na2SO4 + J2 + H2O

Начало посинения раствора происходит при одинаковой степени завершенности реакции по йоду, что дает возможность определить относительную скорость процесса.

Для опытов взять четыре химических стакана и налить в них из мерного цилиндра раствор иодноватокислого калия: в первый – 20 мл, во второй – 15 мл, в третий – 10 мл, в четвертый – 5 мл. В те же стаканы долить необходимое количество H2O, отмеренное другим мерным цилиндром. Суммарный объем раствора во всех четырех стаканах должен быть одинаковым – 20 мл. В четыре пробирки налить из мерного цилиндра по 5 мл смеси, состоящей из сернистокислого натрия, серной кислоты и небольшого количества крахмала.

Быстро вылить в химический стакан с раствором KJO3 содержимое одной из пробирок с раствором Na2SO3 и перемешать, вращая стакан, одновременно включить секундомер. В момент появления синей окраски раствора выключить секундомер. То же самое проделать с содержимым второй, третьей и четвертой пробирок. Результаты наблюдений занести в таблицу.

Таблица

Зависимость скорости реакции от концентрации




№№

Объем, мл

Относительная концентрация



Время



Относит.

скорость





(А)

KJO3



(B)

H2O



1
















2
















3
















4
















На основании экспериментальных данных построить графическую зависимость Wотносит.=f(c), откладывая по оси ординат относительную скорость Wотносит.= , а по оси абсцисс – относительную концентрацию С.