Контрольная работа: Скорость химических реакций. Катализ и химическое равновесие
Применив закон действующих масс к прямой и обратной реакциям, получим:
(2)
где v 1 и v 2 – скорости прямой и обратной реакций.
По мере протекания реакции концентрация исходных веществ уменьшается, и скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной увеличивается вследствие увеличения концентрации полученных веществ.
Через некоторое время наступает состояние, когда скорость обратного процесса становится равной скорости прямого: v 1 = v 2 .
Состояние, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной, называется химическим равновесием , а концентрации всех четырёх веществ – равновесными концентрациями. Тогда из соотношений (2) имеем:
Отсюда следует
(3)
k 1 и k 2 для данной реакции при одной и той же температуре являются величинами постоянными, а значит, их отношение постоянно: Kc – величина постоянная и называется константой равновесия. Для реакций между газообразными веществами вместо концентраций можно использовать парциальные давления газов в смеси. При этом константу равновесия обозначают черезKp . Если концентрации выражены в мольных долях, то константа равновесия обозначается через KN . Между Kc ,Kp и KN существуют следующие зависимости:
где ∑n – алгебраическая сумма стехиометрических коэффициентов. Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от катализатора, так как последний ускоряет и прямую, и обратную реакции.
Уравнение (3) вытекает из закона действующих масс для обратимых реакций. Его можно сформулировать так: Отношение произведения равновесных концентраций в степени их стехиометрических коэффициентов есть величина, постоянная при данной температуре.
Смещение равновесия в зависимости от изменения концентраций реагирующих веществ, температуры, давления (в случае газовых реакций) в общем случае определяется правилом Ле-Шателье: если в системе, находившейся в равновесии, изменить одно из условий ( t , p , c ), то происходит смещение равновесия в направлении той реакции, которая препятствует произведённому изменению .
Применяя принцип Ле-Шателье к разным случаям, можно сделать следующие выводы:
1) при увеличении равновесной концентрации одного из веществ система химического равновесия смещается в сторону той реакции, которая понижает концентрацию этого вещества;
2) при увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молекул газа;
3) нагревание смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, охлаждение – в сторону экзотермической реакции.
Практическая часть
Скорость химических реакций в гомогенной системе изучается на примере взаимодействия растворов серной кислоты и серноватистокислого натрия (тиосульфата):
Na2 S2 O3 + H2 SO4 → Na2 SO4 + S↓ + SO2 ↑ + H2 O
Сера, выделяющаяся в тонкораздробленном состоянии, даёт помутнение раствора. Момент исчезновения из поля зрения линеек или шрифта на бумаге, подложенной под стакан с реагирующим веществом, соответствует выделению определённого количества серы. Так как степень помутнения зависит от толщины слоя, то все опыты следует проводить в одном и том же стакане, чтобы объём жидкости и соответственно высота слоя были одинаковы.
Время, необходимое для выделения данного количества серы обратно пропорционально средней скорости процесса. Началом реакции считаем момент смешения растворов, условным концом реакции – выделение одного и того же количества серы.
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от температуры
В ходе опыта смешали 20 мл раствора 0,5%-ного раствора серной кислоты и 20 мл 0,5%-ного раствора серноватистокислого натрия, предварительно измерив температуру растворов. Стаканчик со смесью был поставлен на лист линованной бумаги. В результате реакции: Na2 S2 O3 + H2 SO4 → Na2 SO4 + S↓ + SO2 ↑ + H2 O наблюдалось помутнение смеси. Был отмечен отрезок времени до условного окончания процесса.
Затем опыт был проделан ещё два раза, но температура растворов была поднята на 10˚C и 20˚C относительно первоначальной. Результаты измерений занесены в таблицу 1.
Табл. 1.
| № опыта | Температура растворов, ˚C | V(H2 SO4 ), мл | V(Na2 S2 O3 ), мл | Время, с | Условная скорость реакции  |
| 1 | 20 | 20 | 20 | 90 | 1,11 |
| 2 | 30 | 20 | 20 | 20 | 5 |
| 3 | 40 | 20 | 20 | 10 | 10 |
По данным таблицы можно рассчитать температурный коэффициент Вант-Гоффа для данных реакций:
;
Вывод: Температурный коэффициент Вант-Гоффа для реакции разложения пероксида водорода равен 3,25.
Опыт 2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре
В один стаканчик налили 10 мл 0,5%-ного раствора серной кислоты. В другой налили 10 мл раствора серноватистокислого натрия и 20 мл дистиллированной воды. К раствору кислоты одновременно прилили воду и раствор соли и отметили по часам продолжительность опыта. Далее опыт был повторен с изменением концентрации соли: 20 мл раствора на 10 мл воды, 30 мл раствора соли.
Результаты измерений занесены в таблицу 2.
Табл. 2.
| № опыта | H2 SO4 , мл | Na2 S2 O3 , мл | H2 O, мл | Время, с | Усл. скорость реакции v |
| 1 | 10 | 10 | 20 | 110 | 0,909 |
| 2 | 10 | 20 | 10 | 50 | 2 |
| 3 | 10 | 30 | - | 35 | 2,857 |
По данным измерений можно определить порядок реакции n по скоростям, соответствующим двум различным концентрациям (метод Вант-Гоффа).
