хим-веч-занятие 3

Занятие №3 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. КАТАЛИЗ. РАВНОВЕСИЕ
Содержание темы
Предмет химической кинетики. Скорость химических реакций (на микро- и
макроуровне; скорость в гомо- и гетерогенных системах; истинное (мгновенное) и
среднее значение скорости). Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ, от площади контакта
фаз.
Зависимость скорости химических реакций от концентрации реагирующих
веществ. Закон действия масс. Константа скорости. Кинетическое уравнение реакции.
Порядок реакции. Понятие о механизмах химической реакции. Молекулярность реакции.
Параллельные, последовательные, сопряженные и цепные реакции.
Температурная зависимость скорости химической реакции. Правило Вант-Гоффа.
Температурный коэффициент скорости реакции. Понятие об активных молекулах.
Энергия активации. Распределение Максвелла-Больцмана. Уравнение Аррениуса.
Понятие об активном комплексе. Энергетические диаграммы.
Катализ (гомогенный, гетерогенный, автокатализ). Понятие об ингибиторах,
инициаторах, промоторах. Природа влияния катализатора на скорость химических
реакций. Энергетические диаграммы каталитических процессов.
Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие (истинное и ложное).
Константа равновесия, способы ее выражения. Связь константы равновесия со
стандартным изменением энергии Гиббса. Кинетический и термодинамический подходы
к описанию химического равновесия. Смещение равновесия при изменении условий.
Принцип Ле Шателье, его обоснование и применение.
Контрольные вопросы и задания для самоподготовки
1. Что такое скорость химической реакции? От каких факторов она зависит?
2. Как влияет концентрация реагирующих веществ на скорость химической реакции?
Напишите математическое выражение закона действующих масс. Что показывает
константа скорости реакции?
3. Как зависит скорость химической реакции от природы реагирующих веществ? 4.
Влияет ли температура на скорость реакции? Математическое выражение правила ВантГоффа. Что такое температурный коэффициент Вант-Гоффа?
5. Что такое энергия активации, активные молекулы, активный комплекс? Что такое
энергетическая диаграмма. Примеры.
6. Что называется катализом? В чем суть катализа? Что такое катализатор? Гомогенный и
гетерогенный катализ. Ингибиторы.
7. Необратимые и обратимые реакции. Привести примеры.
8. Что называют химическим равновесием? Почему химическое равновесие является
динамическим?
9. Что такое константа равновесия? От чего зависит константа равновесия и что она
характеризует?
10. Что называется смещением или сдвигом химического равновесия?
11. Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Как влияет изменение температуры на
смещение химического равновесия? Как влияет изменение концентрации на смещение
равновесия? Как влияет изменение давления на состояние равновесия?
Задачи для самостоятельного решения
[6] Стр.79 - 94; №№ 326, 329, 330, 332, 335, 336, 352, 363, 364, 373, 374, 379.
1
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
№ опыта
Оп. 1.Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Зависимость скорости реакции от концентрации можно
исследовать на примере реакции тиосульфата натрия с серной
кислотой:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2 + S.
Появление мелкокристаллической серы вызывает опалесценцию (помутнение)
раствора. По этому признаку можно косвенно судить о скорости протекающей реакции.
В три большие пронумерованные пробирки налейте по 5 мл 0,25 М раствора
H2SO4, а в три другие пронумерованные пробирки налейте 0,5 М раствор Na 2S2O3: в
первую пробирку - 5 мл раствора Na2S2O3, во вторую Рисунок 2 10 мл, в третью - 15 мл. При этом необходимо пользоваться
разными цилиндрами, маркированными соответственно
Порядок сливания
буквой «К» для кислоты и буквой «Т» для тиосульфата.
реагентов (для
Затем к содержимому первой пробирки добавьте 10 мл
быстрого и лучшего
воды, второй пробирки - 5 мл воды, в третью пробирку
перемешивания)
воду добавлять не нужно.
Быстро прилейте к кислоте подготовленный раствор тиосульфата, как показано на
рисунке 2, и энергично перемешайте. По секундомеру определите время (, сек) с
момента добавления раствор тиосульфата до начала появления слабой опалесценции.
Рассчитайте концентрации растворов тиосульфата натрия, использованных в
опыте, и условную скорость реакции, как v = 1/.
Данные опыта и результаты расчетов внесите в таблицу:
концентрация
время до начала
скорость
объем растворов, мл
раствора
помутнения
реакции
Na2S2O3, моль/л
раствора , сек
v=1/, сек-1
Na2S2O3
H2SO4
H2 O
1
2
3
5
10
15
5
5
5
10
5
-
Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата
натрия. При построении графика следует использовать четыре точки. (Четвертая точка
должна соответствовать нулевой концентрации этого вещества).
Как с точки зрения закона действия масс должен выглядеть данный график
(кривая, прямая, ломаная линия или др.)? График по своим экспериментальным точкам
постройте с учетом этих теоретических представлений.
Сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость
химической реакции.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Для опыта возьмите растворы тиосульфата натрия и серной кислоты тех же
концентраций, что и в опыте 1. Налейте в три нумерованные пробирки по 5 мл раствора
Na2S2O3, а в другие три - по 5 мл раствора H2SO4. Сгруппируйте пробирки в три пары
(кислота - тиосульфат). Первую пару поместите в стакан с водой, имеющей комнатную
температуру, и выдержите минуты 3-5 для выравнивания температуры (температуру
контролировать термометром, погруженным в стакан с водой). После этого растворы
слейте и зафиксируйте время (, сек) до появления опалесценции. Вторую пару пробирок
2
№ опыта
прогрейте в стакане с теплой водой до температуры, примерно на 10С превышающей
комнатную, и повторите опыт. Последнюю пару пробирок поместите в стакан со льдом и
охладите до температуры примерно на 10С ниже комнатной и вновь определите время
до появления мути.
Данные опыта внесите в таблицу:
объем растворов, мл
температура t, С
время до начала
помутнения
раствора , сек
скорость
реакции
v=1/, сек-1
Na2S2O3
H2SO4
1.
5
5
2.
5
5
3.
5
5
Выполните необходимые расчеты и постройте график в координатах "v=1/" от
"t"(C). Можно ли что-либо определенное сказать относительно скорости данной реакции
при 0C? Можно ли эту точку использовать для построения графика?
Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции. Сделайте вывод о
зависимости скорости реакции от температуры, о количественном соответствии этой
зависимости правилу Вант-Гоффа. Объясните полученный результат.
Используя правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса, установите взаимосвязь
между энергией активации и температурным коэффициентом скорости реакции.
Рассчитайте Eакт. проведенной реакции и прокомментируйте полученный результат.
Опыт 3. Катализ
Каталитическое разложение пероксида водорода
Проследите влияние различных катализаторов на скорость реакции разложения
пероксида водорода
2H2O2  2H2O + O2.
Налейте в две пробирки по 1 мл раствора индиго. В первую добавьте немного
оксида марганца (IV) MnO2, во вторую - столько же оксида свинца (IV) РbО2. В обе
пробирки прилейте по 3 мл 3-5%-ного раствора перекиси водорода. В обеих пробирках
происходит разложение перекиси водорода, при этом кислород, являющийся в момент
выделения атомарным, обесцвечивает индиго.
В какой из пробирок обесцвечивание проходит быстрее? Какой из катализаторов
эффективнее влияет на скорость разложения пероксида водорода? Какой тип катализа
изучили?
В чем сущность влияния катализаторов на скорость химических реакций?
Опыт 4. Влияние площади соприкосновения реагирующих веществ на
скорость гетерогенной химической реакции
В две пробирки налейте по 3-5 мл раствора разбавленной соляной кислоты и
внесите в них одновременно одинаковые навески мрамора (кусочком и порошком)
примерно по 0,5 г. Отметьте время, которое требуется для полного растворения мрамора
в каждом случае. Сделайте вывод о влиянии площади поверхности контакта
реагирующих веществ на скорость химической реакции.
Напишите уравнение реакции.
Как, не меняя температуру, можно увеличить скорость реакции в пробирке с
порошком мрамора?
Опыт 5. Способы смещения химического равновесия
5.1 Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие
Для этого опыта удобно использовать следующую обратимую реакцию:
FeCl3 + 3 KCNS  Fe(CNS)3 + 3KCl
3
3+
–
–
(3-x-y)+
точнее: [Fe(H2O)6] + xSCN + yCl  [Fe(H2O)6-x-y(SCN)xCly ]
+ (x+y)H2O.
В этой системе только роданид железа Fe(CNS)3 (точнее, [Fe(H2O)6-x-y(SCN)xCly
+(3-x-y)
]
) имеет интенсивную красную окраску, роданид калия и хлорид калия бесцветны, а
хлорид железа (III) в разбавленном растворе имеет слабо желтую окраску. Поэтому по
интенсивности красного окрашивания раствора можно делать вывод о концентрации
роданида железа и, следовательно, о положении равновесия в данной системе.
В пробирку с 2-3 мл разбавленного раствора хлорида железа (III) прилейте
немного раствора роданида аммония до приобретения раствором слабо красного
окрашивания. Если получился интенсивно окрашенный раствор, разбавьте его
дистиллированной водой. Полученный раствор разделите на четыре части. Одну оставьте
для сравнения, во вторую долейте равный объем раствора хлорида железа, в третью равный объем раствора роданида калия, в четвертую добавьте 1-2 стеклянные ложечки
кристаллического хлорида калия. Что наблюдается в каждом случае?
На основании принципа Ле Шателье объясните наблюдаемые явления. Как
оказанные воздействия влияют на скорость прямой и обратной реакций? Составьте
выражение для константы равновесия данной реакции и с помощью его обоснуйте
смещение равновесия.
В каком из первых двух случаев сильнее меняется интенсивность окраски раствора
и почему? Нарушится ли равновесие в системе (как и почему?) при разбавлении
раствора, например, вдвое.
5.2 Влияние температуры на химическое равновесие
Вам предлагается закрытая (или изолированная? - пояснить) система, содержащая
газовую смесь оксида азота (IV) NO2 и его димера - N2O4 (рис.3). В системе имеет место
химическое равновесие:
NO2  N2O4, Н = –54 кДж.
Рисунок 3 - Сосуд с газовой смесью оксида азота (IV) и его димера
О соотношении концентраций газов, следовательно, о положении равновесия
реакции, можно судить по окраске: NO2 имеет темно-бурый цвет, а N2O4 практически
бесцветен.
На основании анализа уравнения реакции сделайте вывод о том, в какую сторону
сместится химическое равновесие при нагревании (или охлаждении) системы. Как это
отразится на окраске газовой смеси?
Одну из колб прибора опустите в стакан с горячей водой, а вторую - в стакан с
охлажденной. Объясните наблюдаемые явления. Выньте сосуды из стаканов. Что
происходит?
Как изменяются скорости обеих реакций при нагревании? Какая из них имеет
больший температурный коэффициент скорости? Ответ обоснуйте.
(Опыт выполняется демонстрационно).
4