Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.

V = k x C_A^a x C_B^b, где

V – скорость реакции;

C_A и C_B – молярные концентрации веществ А и В;

k – константа скорости, зависит от природы реагирующих веществ, но не зависит от концентрации реагирующих веществ;

а и b – стехиометрические коэффициенты.

На скорость реакции сильное влияние оказывает изменение температуры. При повышении температуры увеличивается скорость химических реакции, так как возрастает количество активных молекул и число их столкновений в единицу времени.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в 2 – 4 раза.

, где

Vt₂ и Vt₁ - скорость при температурах t₂ и t₁ ;

γ - температурный коэффициент реакции.

Кроме концентрации и температуры на скорость химической реакции оказывают влияние действие катализаторов, поверхность соприкосновения реагирующих веществ и другие факторы.

Экспериментальная часть

Изменение скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ и от температуры удобно проследить на реакции взаимодействия тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ c серной кислотой H₂SO₄.

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + SO₂ + H₂O

Выделяющаяся сера вызывает помутнение раствора. Время, которое проходит от момента сливания двух веществ до заметного помутнения раствора, зависит от концентрации реагирующих веществ и температуры и может характеризовать относительную скорость реакции. Чем быстрее наступает помутнение раствора, тем больше скорость данной реакции.

Задание 1. Исследовать зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

В трех пронумерованных пробирках (1, 2, 3) приготовьте раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ различной концентрации из исходного раствора и воды. Для этого с помощью измерительных пробирок в каждую пробирку налейте:

в первую – 3 мл раствора Na₂S₂O₃;

во вторую – 2 мл раствора Na₂S₂O₃ и 1 мл H₂O;

в третью – 1 мл раствора Na₂S₂O₃ и 2 мл H₂O.

В три другие пробирки налейте по 1 мл раствора серной кислоты H₂SO₄.

Затем в каждую пробирку с приготовленным раствором тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ добавьте по 1 мл приготовленного раствора серной кислоты H₂SO₄ и точно по секундомеру отметьте, через какое время наблюдается помутнение раствора.Результаты запишите в таблицу 1.

Таблица 1. Опыт 1

№ пробирки	Объем, мл	Относительная концентрация Na2S2O3	Время появления мути, сек.	Скорость реакции V=1/t
Na2S2O3	H2O	H2SO4
		-

Изобразите полученные результаты графически, отложив на оси абсцисс относительную концентрацию Na₂S₂O₃ (мл), а на оси ординат – скорость реакции V=1/t. Масштаб по осям координат равномерный.

По отношению у/х определить константу скорости реакции.

Задание 2. Исследовать зависимость скорости реакции от температуры

Изучение скорости реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой проводите при трех температурах, отличающихся на 10⁰С.

В три нумерованные пробирки (1, 2, 3) налейте по 2 мл раствора Na₂S₂O₃, а три другие – по 2 мл раствора H₂SO₄.

Каждую пару пробирок поместите в стакан с водой и выдержите 3 минуты при заданной температуре t₁⁰С, которую измерьте термометром. Затем содержание пробирок слейте в одну пробирку, отсчитайте с помощью секундомера время от момента сливания до помутнения раствора.

Проделайте опыт с другими парами пробирок при температуре t₂⁰С, а затем при температуре t₃⁰С.

Данные опытов запишите в таблицу 2.

Таблица 2. Опыт 2.

№ опыта	Температура, t0С,	Время появления мути, t сек.	Скорость реакции V=1/t

Изобразите графически полученные результаты, отложив на оси абсцисс температуру, а на оси ординат – скорость реакции V=1/t. Масштаб по осям координат равномерный.

Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции Y по формуле:

Контрольные вопросы

1. Напишите математические выражения для скоростей следующих химических реакций:

а) N₂(г) + O₂(г) = 2NO(г)

б) CH₄(г) + 2О₂(г) = СО₂(г) + 2Н₂О(г)

в) 2Н₂S(г) + 3O₂(г) = 2SO₂(г) + 2Н₂О(г)

г) Fe₂O₃(к) + 3H₂(г) = Fe(к) + 3Н₂О(г)

2. Реакция между веществами SO₂ и O₂ выражается уравнением:

2 SO₂(г) + O₂ = 2SO₃(ж)

Начальная концентрация SO₂ равна 0,5 моль/л, а O₂ – 0,3 моль/л, константа скорости k = 0,4. Чему равна скорость реакции в начальный момент?

3. Как возрастет скорость реакции при повышении температуры с 10⁰С до 40⁰С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

Лабораторная работа № 22

Исследование химического равновесия и условий его смещения

Цель работы: изучить влияние различных факторов на химическое равновесие.

Оборудование и реактивы:

· химические стаканы,

· пробирки,

· насыщенные растворы FeCI₃, NH₄CNS,

· сухая соль NH₄CI,

· дистиллированная вода.

Теоретическое введение

Химическое равновесие – это состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой (V_пр.) и обратной (V_обр.) реакций равны.

аА + bВ = сАВ

V_пр. = V_обр

k_пр * [A]^a x [B]^b = k_обр.* [AB]^c

где [A], [B], [AB] – равновесные концентрации, моль/л;

a, b, c – стехиометрические коэффициенты.

Отношение k_пр /k_об= К_р называется константой равновесия. Она зависит только от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от концентрации реагирующих веществ, от присутствия катализатора и внешнего давления.

Величина К_р количественно характеризует состояние равновесия: чем больше К_р, тем больше концентрация продуктов реакции в момент равновесия:

К_р =

Химическое равновесие нарушается при изменении условий протекания реакций: изменение концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, давления или температуры. В соответствии спринципом Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие извне, то в результате протекающих в ней процессов, равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшается.

Экспериментальная часть

Задание. Исследовать влияние изменения концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие

Реакция между хлоридом железа (III) FeCI₃ и роданидом аммония NH₄CNS выражается уравнением:

FeCI₃ + 3NH₄CNS = Fe(CNS)₃ + 3NH₄CI

желтый прозрачный темно-красный прозрачный

раствор раствор раствор раствор

Напишите выражение константы равновесия данной реакции.

В стаканчик налейте 40 мл дистиллированной воды и добавьте по 1-2 капли насыщенных растворов FeCI₃ и NH₄CNS. Образуется раствор красного цвета. По изменению интенсивности этой окраски можно судить о направлении смещения равновесия в ту или иную сторону.

Полученный раствор разлейте в 4 пробирки поровну. В первую пробирку добавьте 2-3 капли насыщенного раствора FeCI₃, во вторую – 2-3 капли насыщенного раствора NH₄CNS, в третью – несколько кристалликов NH₄CI.

Сравните окраску растворов во всех трех пробирках с контрольной смесью в четвертой пробирке, в которой находится исходный раствор. По изменению интенсивности окраски определите направление смещения равновесия.

Дайте объяснения наблюдаемым явлениям, пользуясь выражением константы химического равновесия и принципом Ле Шателье.

Результаты опыта занесите в таблицу.

Таблица

№ пробирки	Что добавили	Изменение интенсивности окраски	Направление смещения равновесия

Контрольные вопросы

1. Что называют химическим равновесием?

2. Каков физический смысл константы равновесия?

Лабораторная работа № 23

Определение pH водных растворов электролитов

Цель работы:ознакомить студентов с методом pH - метрии и применением его для анализа продовольственных товаров.

Оборудование и реактивы:

pH - метр лабораторный,

индикаторы фенолфталеин и метилоранж,

растворы солей NaCI, Na₂Co₃, NH₄CI, раствор HCI, раствор NaOH,

универсальная индикаторная бумага,

фильтровальная бумага, стаканы на 50-100 мл.

Теоретическое введение

Точные измерения показывают, что чистая дистиллированная вода в незначительной мере электропроводна, она имеет ионный характер проводимости, следовательно, вода в незначительной мере диссоциирована, что можно представить уравнением:

H₂O H⁺ + OH^–

В соответствии с законом действия масс, для обратимого процесса диссоциации воды константа диссоциации K выражается уравнением:

K = =1,8×10^–16

где [Н⁺] и [ОН^–] - равновесные концентрации Н⁺ и ОН^- моль/л,

[Н₂О] - равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды, моль/л. Принимая во внимание, что вода практически не диссоциирована (из 555 миллионов молекул воды диссоциирует только одна), можно допустить, что равновесная концентрация молекул воды равна общей концентрации воды т.,

[H₂O] = =55,55 моль/л

тогда [H⁺] × [OH^–] = K × [H₂O] = 1,8 × 10^–16 × 55,56 =10^–14

т.е.[H⁺] × [OH^–] = 10^–14 — ионное произведение воды

Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксила для воды при постоянной температуре (22^○С) есть величина постоянная и называется ионным произведением воды Кв.

Растворы, в которых концентрация ионов H⁺ равна концентрации ионов OH^–, называются нейтральными растворами. В растворе кислоты концентрация ионов H⁺ всегда больше концентрации ионов OH^–. В щелочном растворе концентрация ионов водорода меньше концентрации ионов гидроксила. По концентрации ионов водорода можно судить о характере среды.

[H⁺] = [ОН^–] = 10^–7 - нейтральная среда

Н^+] > 10^–7 > [ОН^–] - кислая среда

[Н⁺] < 10^–7 < [ОН^–] - щелочная среда.

Охарактеризовать кислотность или щелочность среды раствора числами с отрицательными показателями степени очень неудобно, поэтому ввели водородный показатель pH.

рН = – lg [H⁺]

в нейтральной среде pH = 7,

в кислой среде pH < 7,

в щелочной среде pH > 7

Следует различать общуюи активную кислотность.

Общая кислотность определяется нормальной концентрацией раствора N, т.е. числом эквивалентов кислоты в объеме раствора. Но так как не все кислоты являются сильными электролитами, то количество свободных ионов [H⁺] может быть меньше теоретически возможного.

Под активной кислотностью понимают концентрацию свободных гидратированных ионов водорода.