Опыт 1. Влияние температуры на скорость химической реакции

Теоретические основы.

Раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций, а также их зависимость от различных факторов (концентрации, температуры, природы реагирующих веществ, присутствия катализатора, давления и т.д.), называется химической кинетикой.

Химические реакции протекают с самыми различными скоростями. Многие реакции – взрывы смесей газов – протекают практически мгновенно. Но с другой стороны химические реакции в почвах, в горных породах, коррозия металлов протекают десятки и сотни лет.

Скорость химической реакцииопределяется изменением концентрации одного из реагирующих веществ единицу времени.

(моль/л·с) (1)

С‑молярная концентрация (моль/л)

t-время (чаще в секундах, возможно в минутах, часах и др.)

∆С = С₂ ‑ С₁; С_2. и С_1. – конечная и начальная концентрация исходных веществ или продуктов реакции.

Скорость химических реакций зависит от факторов: природы реагирующих веществ; от их концентрации; от температуры; от присутствия катализаторов.

Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции можно наблюдать на примере взаимодействия фтора с водородом – реакция идет с взрывом, даже в темноте, и хлора с водородом – реакция идет медленно, даже на свету.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс (з.д.м.):

При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени равным их стехиометрическим коэффициентам.

Для гомогенной системыmA + nB⇄pC + gDкинетическое уравнение имеет вид:

υ = k ∙ C_A^m ∙ C_Bⁿ            (2)  

где k- константа скорости, (коэффициент пропорциональности), зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

При C_A = C_B =1 моль/л υ = k. В этом физический смысл константы скорости. Эта величина специфична для каждой реакции.

В случае гетерогенных реакций концентрации твердых фаз остаются неизменными (реакции протекают на поверхности раздела), эти постоянные концентрации объединяют с константой скорости и получают новую постоянную. Таким образом, в математическое выражение з.д.м. концентрация твердой фазы не входит.

Например, для реакции горения угля С_(тв) + О₂ = СО_2(газ) скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода:

υ = k ∙ С_О2     (3)

Влияние температуры на скорость реакции устанавливают либо точно, по уравнению Аррениуса, либо приближенно по правилу Вант-Гоффа:

Повышение температуры на каждые 10^оС увеличивает скорость реакции примерно в 2-4 раза:

          (4)

где t₁, t₂ - начальная и конечная  температуры;

γ - температурный коэффициент скорости реакции;

v₁, v₂ - скорости реакции при начальной и конечной температурах.

Скорость химической реакции изменяется в присутствии катализатора. Катализаторы – это вещества, влияющие на скорость химической реакции, но остающиеся после реакции в химически неизменном виде и первоначальном количестве. Катализаторы, ускоряющие реакцию, называются положительными, замедляющими ее – отрицательными. Явление, вызывающее изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов, называется катализом. Различают катализ гомогенный (реагирующие вещества и катализатор находятся в одинаковом агрегатном состоянии) и гетерогенный (реагирующие вещества и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях).

Все химические реакции можно разделить на необратимые, которые протекают в одном направлении и до конца (с выпадением осадка, выделением газа, образованием малодиссоциирующих веществ), и на обратимые, которые идут в двух противоположных направлениях и не доходят до конца. Таких процессов большинство, и любой из них идет до состояния, когда скорость прямой реакции становится равна скорости обратной реакции, т.е. до так называемого состояния химического равновесия.

Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия К, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Для процесса: mA + nB ⇄pC + gD

         (5)

где[A]; [B]; [C]; [D] –равновесные концентрации веществ А; В; С; D;

m, n, p, g – стехиометрические коэффициенты.

Константа равновесия является математическим выражением закона действия масс в приложении к химическому равновесию. Поэтому для гетерогенных систем в выражение константы равновесия не входят концентрации твердых фаз.

Химическое равновесие подвижно, динамично. Подвижность химического равновесия позволяет внешним воздействием на равновесную систему изменять ее состояние, т.е. смещать равновесие либо в сторону прямой, либо в сторону обратной реакции. Правило, позволяющее предвидеть направление смещения равновесия, называется принципом Ле-Шателье:

Порядок выполнения работы.

1. Ознакомление с теоретическими основами.

2. Выполнить экспериментальную часть (опыты 1, 2 и 3), оформить отчет.

3. Ответить на контрольные вопросы.

4. Решить три задачи

5. Сдать лабораторную работу преподавателю.

Требования к отчету:

Ø Номер работы

Ø Название работы

Ø Цель работы

Ø Экспериментальная часть

Ø Ответы на контрольные вопросы

Ø Задачи № 1,2,3. 

Ø Вывод

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние температуры на скорость химической реакции

В основе опыта лежит реакция:         Na₂S₂O₃ + Н₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂О + SO₂ + S

Ваша задача – зафиксировать время появления опалесценции раствора при различных температурах, но одинаковых концентрациях реагирующих веществ.

Выполнение опыта.Налить в стаканы на 1/2 высоты воду: в первый стакан – водопроводную, во второй – смесь водопроводной и горячей (температура должна быть на 10^оС выше, чем в первом стакане), в третий – горячую (температура на 10^о выше, чем во втором стакане).

В три пробирки набрать по 10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и опустить по одной в стаканы.

Замерить температуру в стаканах. Не вынимая пробирку с тиосульфатом, добавить в нее 1 каплю 2н серной кислоты и измерить время по секундомеру от момента добавления кислоты до появления легкой опалесценции. Повторить опыты с раствором тиосульфата и серной кислотой при двух других температурах. Произвести отсчет времени реакции по секундомеру, как и в первом случае. Результаты наблюдений внести в таблицу 2.

Таблица 1

Влияние температуры на скорость реакции.

№ наблюдения	Температура опыта, оС	Время течения реакции по секундомеру,  (с)	Скорость реакции , (усл. ед)
1
2
3

Оформить результаты наблюдений в виде графика, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат – относительную скорость реакции. Сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции, отметив, почему графическая зависимость от температуры не может выражаться прямой линией.