Chemická kinetika a rovnováha Chemická kinetika -. Abstrakt: Chemická kinetika a rovnováha Chemická kinetika a chemická rovnováha

Odvetvie chémie, ktoré študuje rýchlosť chemických reakcií a jej závislosť od rôznych faktorov, sa nazýva chemická kinetika.

Systém v chémii predmetná látka alebo súbor látok.

Fáza- časť systému, ktorá je oddelená od ostatných častí rozhraním.

Systémy pozostávajúce z jednej fázy sa nazývajú homogénny, alebo homogénny(zmesi plynov, roztoky).

Systémy pozostávajúce z dvoch alebo viacerých fáz sa nazývajú heterogénne alebo heterogénne(plyn + tuhá látka, kvapalina + tuhá látka).

Rýchlosť chemickej reakcie je počet elementárnych aktov vyskytujúcich sa za jednotku času v jednotke objemu (homogénne reakcie) alebo na jednotkovej ploche (heterogénne reakcie).

Kvantitatívne je rýchlosť reakcie zvyčajne charakterizovaná zmenou koncentrácie ktoréhokoľvek z počiatočných alebo konečných reakčných produktov za jednotku času.

Rýchlosť reakcie závisí na povahe reagujúcich látok a podmienkach reakcie: koncentrácia, teplota, prítomnosť katalyzátorov, ako aj na niektorých ďalších faktoroch (od tlaku - pre reakcie plynov, od mletia - pre tuhé látky, od rádioaktívneho ožiarenia).

Vyjadruje sa kvantitatívna závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov zákon pôsobenia (pôsobiacich) más

(1867): rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok vyjadrených v ich stechiometrických koeficientoch. Napríklad na reakciu

aA + bB = cC + dD reakčná rýchlosť v súlade so zákonom o pôsobení hmoty sa rovná

v = k[A] a-[B] b

Kde [A] A [IN] - koncentrácie východiskových látok; k- konštanta reakčnej rýchlosti, ktorá závisí na povahe reaktantov, teplote a prítomnosti katalyzátorov, ale nezávisí o koncentráciách látok.

Závislosť rýchlosť reakcie verzus teplota je vyjadrený van't Hoffovo pravidlo:Keď sa teplota zvýši o 10 °C, rýchlosť väčšiny chemických reakcií sa zvýši 2-4 krát:

v t 2 = v t 1 γ (t 1 - t 2)/10

Kde v t 1, v t 2 - rýchlosť reakcie resp t 1 - počiatočná teplota a t 2 - konečná teplota; γ- teplotný koeficient reakčnej rýchlosti.

Nadbytočná energia, ktorú musia mať molekuly, aby ich zrážka viedla k vytvoreniu novej látky, sa nazýva aktivačnej energie.

Závislosť konštanty reakčnej rýchlosti z aktivačnej energie je vyjadrený Arrheniova rovnica:

k = A e (- E act / RT)

Kde A - konštantný, nezávislý od teploty; E akt- aktivačná energia; R- univerzálna plynová konštanta; e - základ prirodzených logaritmov (e = 2,7 18...); T- absolútna teplota, K.

Katalyzátory- látky, ktoré zvyšujú rýchlosť reakcie, ale samy sa nespotrebúvajú. Inhibítory- látky, ktoré spomaľujú rýchlosť reakcie, ale nespotrebúvajú sa.

Fenomén zmeny rýchlosti reakcie v prítomnosti katalyzátorov sa nazýva katalýza.

Reakcie, ktoré sa vyskytujú za účasti katalyzátorov, sa nazývajú katalytické reakcie.

Homogénne katalyzátory sú v rovnakom stave agregácie ako reaktanty. Heterogénne katalyzátory sú v inom stave agregácie ako reaktanty.

Chemické reakcie prebiehajúce za daných podmienok vo vzájomne opačných smeroch sa nazývajú reverzibilné.

Nazýva sa stav systému, v ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie chemická rovnováha.

Le Chatelierov princíp.Keď sa zmenia vonkajšie podmienky, chemická rovnováha sa posunie smerom k reakcii (priamej alebo reverznej), ktorá oslabuje tento vonkajší vplyv.

Na posun v rovnováhe vplývajú rôzne faktory.

Vplyv teploty: So zvyšujúcou sa teplotou sa chemická rovnováha posúva smerom k endotermickej reakcii.

Vplyv tlaku: so zvyšujúcim sa tlakom sa chemická rovnováha posúva smerom k poklesu počtu molekúl plynu.

Účinok koncentrácie: Keď sa koncentrácia niektorej z látok zúčastňujúcich sa reakcie zvýši, chemická rovnováha sa posunie smerom k spotrebe tejto látky.

101. Ako sa zmení rýchlosť reakcie N 2 + 3H 2 = 2NH 3, ak objem plynu
trojnásobok zmesi?

102. Rýchlosť reakcie A + B = C pri zvýšení teploty o 10 stupňov
zvýši 3 krát. Koľkokrát sa rýchlosť tejto reakcie zvýši, keď
zvýšenie teploty o 50°C?

103. Keď sa teplota zvýši o 10 stupňov, rýchlosť nejakej reakcie
zvýši 4-krát. Pri akej teplote by sa táto reakcia mala uskutočniť?
aby sa rýchlosť reakcie vyskytujúcej sa pri 100 stupňoch znížila 16-krát?

104. Vypočítajte, koľkokrát rýchlosť reakcie prebieha v
plynnej fáze, so zvýšením teploty z 30 na 70°C, ak je teplota
Je reakčný koeficient rovný 2?

105. Teplotný koeficient rýchlosti reakcie je 2,8. Koľko krát
zvýši sa rýchlosť reakcie, keď sa teplota zvýši z 20 na 75 °C?

106. Vypočítajte rovnovážnu konštantu pre vratnú reakciu

2NO 2 ↔ 2NO + O 2,

s vedomím, že rovnovážne koncentrácie sú: = 0,056 mol/l; [02] = 0,028 mol/l; = 0,044 mol/l.

107. Rovnováha reakcie H 2 + I 2 ↔ 2HI bola stanovená pri týchto koncentráciách látok: [H 2 ] = 0,05 mol/l; = 0,09 mol/l;
= 0,15 mol/l. Určte počiatočné koncentrácie jódu a vodíka.

108. Rovnovážna konštanta homogénnej sústavy CO(g) + H 2 O(g) ↔ CO? +H2 (g)
pri 850°C sa rovná 1. Vypočítajte koncentrácie všetkých látok v rovnováhe,
ak sú počiatočné koncentrácie: [CO] ref. = 3 mol/l; [H20]RI = 2 mol/l.

109. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2NO(r) + O 2 (g) = 2NO 2 (r), ak znížime
objem reakčnej nádoby je 3-násobný?

110. V systéme A(g) + 2B(g) = C(g) sa rovnovážne koncentrácie rovnajú:

[A] = 0,06 mol/l; [B] - 0,12 mol/l; [S] - 0,216 mol/l. Nájdite rovnovážnu konštantu reakcie a počiatočné koncentrácie látok A a B.

111. Aktivačná energia určitej reakcie v neprítomnosti katalyzátora sa rovná
74,24 kJ/mol a s katalyzátorom - 50,14 kJ/mol. Koľkokrát sa zvýši?

rýchlosť reakcie v prítomnosti katalyzátora, ak reakcia prebieha pri 25 °C?

112. Reakcia prebieha podľa rovnice 3A + B ↔ C. Koncentrácia látky A
poklesol o 0,3 mol/l. Aká je zmena koncentrácie látky B?

113. V uzavretej nádobe sa zmieša 8 mol S02 a 4 mol O2. Reakcia prebieha
pri konštantnej teplote. V čase, keď nastane rovnováha, reakcia
Vstúpi 80 % pôvodného množstva. Určte tlak plynnej zmesi
v rovnovážnom stave, ak je počiatočný tlak 300 kPa.

114. Pri určitej teplote je disociačná konštanta jodovodíka na jednoduché látky 6,25x10 -2. Aké percento HI disociuje pri tejto teplote?

115. Počiatočná koncentrácia každej látky v zmesi je 2,5 mol/l.
Po vytvorení rovnováhy [C] = 3 mol/l. Vypočítajte rovnovážnu konštantu sústavy A + B ↔5 C + D.

116. Určte, ako sa zmení rýchlosť reakcie syntézy amoniaku:

N2(r) + 3H2(g) = 2NH3(r) s: a) zvýšením koncentrácie východiskových látok 3-krát; b) keď sa tlak v reakčnej zmesi zníži 2-krát?

117. Reakcia prebieha podľa rovnice N 2 + O 2 = 2NO. Koncentrácie zdrojov
látky pred začiatkom reakcie boli: = 0,049 mol/l; [02] = 0,01 mol/l.
Vypočítajte koncentráciu týchto látok v momente, keď = 0,005 mol/l.

118. Reakcia prebieha podľa rovnice N 2 + 3H 2 = 2NH 3. Koncentrácie účastníkov
látky v ňom boli: = 0,80 mol/l; [H2] = 1,5 mol/l; = 0,70 mol/l.
Vypočítajte koncentráciu vodíka a amoniaku, keď = 0,5 mol/l.

119. V homogénnom systéme CO + C1 2 ↔ COCl rovnovážne koncentrácie
reaktanty: [CO] - 0,2 mol/l; [С1 2] - 0,3 mol/l;
[COCI] = 1,2 mol/l. Vypočítajte rovnovážnu konštantu sústavy a začiatočnú
koncentrácie chlóru a CO.

120. Rýchlostná konštanta pre rozkladnú reakciu N 2 O, postupujte podľa rovnice
2N20 = 2N2 + O2, rovná sa 5x10-4. Počiatočná koncentrácia = 6 mol/l.
Vypočítajte počiatočnú rýchlosť reakcie a jej rýchlosť, keď sa rozkladá 50 % N 2 O.

121. Rovnováha homogénneho systému 4HC1(g) + O 2 ↔ 2H 2 O(g) + 2C1 2 (g) bola stanovená pri nasledujúcich koncentráciách reaktantov:

[H20]p = 0,14 mol/l; [C12]p = 0,14 mol/l; [HC1] p = 0,20 mol/l; [02]p = 0,32 mol/l. Vypočítajte počiatočné koncentrácie chlorovodíka a kyslíka.

122. Vypočítajte rovnovážnu konštantu pre homogénnu sústavu CO(g) + H?O(g) ↔ CO 2 (g) + H 2 (g), ak sú rovnovážne koncentrácie reaktantov: [CO] p = 0,004 mol. /l; [H20]p = 0,064 mol/l; [C02]p = 0,016 mol/l; [H2]p = 0,016 mol/l. Aké sú počiatočné koncentrácie vody a CO?

123. Rovnovážna konštanta homogénneho systému N 2 + ZN 2 ↔2NH 3 pri určitej teplote je 0,1. Rovnovážne koncentrácie vodíka a

amoniaku sú rovné 0,2 a 0,8 mol/l. Vypočítajte rovnovážne a počiatočné koncentrácie dusíka.

124. Počiatočné koncentrácie a [C1 2 ] v homogénnom systéme
2NO + C12 ↔ 2NOC1 sú 0,5 a 0,2 mol/l. Vypočítajte
rovnovážna konštanta, ak v čase dosiahnutia rovnováhy nastala reakcia
20% NIE.

125. V homogénnej plynovej sústave A + B ↔ C + D bola nastolená rovnováha
pri koncentráciách: [B] = 0,05 mol/l a [C] = 0,02 mol/l. Rovnovážna konštanta
systém je 0,04. Vypočítajte počiatočné koncentrácie látok A a B.

Cieľ práce: študovať vplyv teploty na rýchlosť koncentračnej reakcie na posun chemickej rovnováhy. Teoretické zdôvodnenie: Rýchlosť chemickej reakcie je množstvo látky, ktoré reaguje alebo sa vytvorí ako výsledok reakcie za jednotku času na jednotku objemu v prípade homogénnych reakcií alebo na jednotku povrchu rozhrania v prípade heterogénnych reakcií. Ak v určitom časovom období...

Zdieľajte svoju prácu na sociálnych sieťach

Ak vám táto práca nevyhovuje, v spodnej časti stránky je zoznam podobných prác. Môžete tiež použiť tlačidlo vyhľadávania

"Ufa State Petroleum Technical University"

Katedra "Všeobecnej a analytickej chémie"

SPRÁVA

Na laboratórnu prácu č.1

"Chemická kinetika a rovnováha"

Študentka _______________ skupiny E.V

BTS-14-01

Docentka _______________S.B

2014

Cieľ práce : štúdium vplyvu teploty na rýchlosť reakcie, koncentrácie na posun chemickej rovnováhy.

Teoretické pozadie:

Rýchlosť chemickej reakcieje množstvo látky, ktoré reaguje alebo vzniká ako výsledok reakcie za jednotku času na jednotku objemu (pri homogénnych reakciách) alebo na jednotku povrchu rozhrania (pri heterogénnych reakciách).

Ak počas určitého časového obdobia ∆τ = τ 2  τ 1 koncentrácia jednej z látok zúčastňujúcich sa reakcie sa zníži o ∆C = C 2 - C 1 , potom sa priemerná rýchlosť chemickej reakcie za určité časové obdobie rovná

hodnota V vyjadruje rýchlosť chemického procesu za určité časové obdobie. Preto čím menšie ∆τ, tým bližšie bude priemerná rýchlosť k skutočnej.

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od nasledujúcich faktorov:

povaha a koncentrácia reagujúcich látok;
teplota reakčného systému;
prítomnosť katalyzátora;
tlak,
veľkosť fázového rozhrania a rýchlosť miešania systému (pre heterogénne reakcie);
typ rozpúšťadla.

Vplyv koncentrácií činidiel. Rýchlosť reakcie je úmerná počtu zrážok molekúl reagujúcich látok. Počet zrážok je zase väčší, čím vyššia je koncentrácia každej z východiskových látok.

Všeobecná formulácia vplyvu koncentrácie na rýchlosť chemickej reakcie je daná výrazomzákon masovej akcie(1867, Guldberg, Waage, Beketov).

Pri konštantnej teplote je rýchlosť chemickej reakcie úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok, vyjadrených v mocninách ich vyrovnávacích (stechiometrických) koeficientov.

Pre reakciu aA + bB = cC V = K[A]a[B]v,

kde K koeficient úmernosti alebo rýchlostná konštanta;

 koncentrácia činidla v mol/l.

Ak [A] = 1 mol/l, [B] = 1 mol/l, potom V=K , teda fyzikálny význam

rýchlostné konštanty K: rýchlostná konštanta sa rovná rýchlosti reakcie pri koncentráciách reaktantov rovných jednotke.

Vplyv teploty na rýchlosť reakcie. So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje frekvencia zrážok reagujúcich molekúl, a preto sa zvyšuje rýchlosť reakcie.

Kvantitatívny vplyv teploty na rýchlosť homogénnych reakcií možno vyjadriť Van't Hoffovým pravidlom.

V súlade s Van't Hoffovým pravidlom, keď sa teplota zvýši (zníži) o 10 stupňov, rýchlosť chemickej reakcie sa zvýši (zníži) 2-4 krát:

alebo ,

kde V (t 2) a V (t 1) rýchlosť chemickej reakcie pri vhodných teplotách;τ (t 2) a τ (t 1) trvanie chemickej reakcie pri vhodných teplotách;γ Van't Hoffov teplotný koeficient, ktorý môže nadobúdať číselnú hodnotu v rozsahu 2-4.

Aktivačná energia. Nadbytočná energia, ktorú musia mať molekuly, aby ich zrážka viedla k vzniku novej látky, sa nazýva aktivačná energia danej reakcie (vyjadrená v kJ/mol). Jedným zo spôsobov aktivácie je zvýšenie teploty: so zvyšujúcou sa teplotou sa počet aktívnych častíc výrazne zvyšuje, čím sa prudko zvyšuje rýchlosť reakcie.

Závislosť rýchlosti reakcie od teploty vyjadruje Arrheniova rovnica:

kde K je rýchlostná konštanta chemickej reakcie; E a aktivačná energia;

R univerzálna plynová konštanta; konštanta; exp základ prirodzených logaritmov.

Aktivačnú energiu je možné určiť, ak sú známe dve hodnoty rýchlostnej konštanty K 1 a K2 pri teplote resp. T 1 a T2 , podľa nasledujúceho vzorca:

Chemická bilancia.

Všetky chemické reakcie možno rozdeliť do dvoch skupín: nevratné a reverzibilné. Ireverzibilné reakcie prebiehajú až do úplného spotrebovania jedného z reaktantov, t.j. prúdi len jedným smerom. Reverzibilné reakcie neprebiehajú úplne. Pri reverzibilnej reakcii nie je žiadna z reaktantov úplne spotrebovaná. Reverzibilná reakcia môže nastať v smere dopredu aj dozadu.

Chemická rovnováha je stav systému, v ktorom sú rýchlosti priamych a spätných reakcií rovnaké.

Pre reverzibilnú reakciu

m A + n B ⇄ p C + q D

chemická rovnovážna konštanta je

Pri reverzibilných chemických reakciách nastáva rovnováha v okamihu, keď sa pomer súčinu koncentrácií produktov umocnených na mocniny rovných stechiometrických koeficientov k súčinu koncentrácií východiskových látok, tiež zvýšených na zodpovedajúce mocniny, rovná nejakej konštante. hodnota nazývaná chemická rovnovážna konštanta.

Chemická rovnovážna konštanta závisí od povahy reaktantov a od teploty. Koncentrácie, pri ktorých sa vytvorí rovnováha, sa nazývajú rovnováha. Zmena vonkajších podmienok (koncentrácia, teplota, tlak) spôsobuje posun chemickej rovnováhy v systéme a jeho prechod do nového rovnovážneho stavu.

Takýto prechod reakčného systému z jedného stavu do druhého sa nazýva posun (alebo posun) chemickej rovnováhy.

Smer posunu chemickej rovnováhy je určený Le Chatelierovým princípom:Ak sa na systém, ktorý je v stave chemickej rovnováhy, aplikuje akýkoľvek vonkajší vplyv (zmena koncentrácie, teploty, tlaku), potom v tomto systéme spontánne vznikajú procesy, ktoré majú tendenciu oslabovať produkovaný účinok.

Zvýšenie koncentrácie jedného z východiskových činidiel posunie rovnováhu doprava (priama reakcia sa zvýši); Zvýšenie koncentrácie reakčných produktov posúva rovnováhu doľava (reverzná reakcia sa zintenzívňuje).

Ak reakcia prebieha so zvýšením počtu molekúl plynu (t. j. na pravej strane reakčnej rovnice je celkový počet molekúl plynu väčší ako počet molekúl plynných látok na ľavej strane), potom sa zvýši v tlaku zabraňuje reakcii a zníženie tlaku podporuje reakciu.

So zvyšujúcou sa teplotou sa rovnováha posúva smerom k endotermickej reakcii a pri znižovaní teploty smerom k exotermickej reakcii.

Katalyzátor mení rýchlosť dopredných aj spätných reakcií rovnakým počtom krát. Katalyzátor teda nespôsobuje posun v rovnováhe, ale iba skracuje alebo zvyšuje čas potrebný na dosiahnutie rovnováhy.

Pokus č. 1 Závislosť rýchlosti homogénnej reakcie od koncentrácie východiskových činidiel.

Prístroje, vybavenie: skúmavky, stopky, roztoky tiosíranu sodného ( III ), zried. kyselina sírová (1M), voda.
Metodika: Túto závislosť je možné študovať na klasickom príklade homogénnej reakcie tiosíranu sodného s kyselinou sírovou, pričom sa postupuje podľa rovnice

Na2S203 + H2S04 = Na2S04 + S↓ + SO2 + H20.

Najprv síra tvorí s vodou koloidný roztok (sotva postrehnuteľný zákal). Je potrebné merať čas od okamihu vypustenia až do objavenia sa sotva viditeľného zákalu pomocou stopiek. Pri znalosti reakčného času (v sekundách) môžete určiť relatívnu rýchlosť reakcie, t.j. recipročný čas: .

Na experiment by ste si mali pripraviť tri suché, čisté skúmavky a očíslovať ich. Do prvej pridajte 4 kvapky roztoku tiosíranu sodného a 8 kvapiek vody; v druhom 8 kvapiek tiosíranu sodného a 4 kvapky vody; v treťom 12 kvapiek tiosíranu sodného. Skúmavky pretrepte.

Ak podmienečne označíme molárnu koncentráciu tiosíranu sodného v skúmavke 1 ako „c“, potom v skúmavke 2 bude 2 s mol, v skúmavke 3 3 s mol.

Pridajte jednu kvapku kyseliny sírovej do skúmavky 1 a súčasne zapnite stopky: skúmavkou potraste, sledujte výskyt zákalu v skúmavke, držte ju vo výške očí. Keď sa objaví najmenšia oblačnosť, zastavte stopky, poznačte si reakčný čas a zapíšte si ho do tabuľky.

Vykonajte podobné experimenty s druhou a treťou skúmavkou. Experimentálne údaje zapíšte do laboratórneho denníka vo forme tabuľky...

Skúmavka č.	Počet kvapiek Na2S203	Počet kvapiek vody	Počet kvapiek H2SO4	Koncentrácia Na2S203 v krtkoch	Reakčný čas τ, s	Relatívna rýchlosť V = 1/ τ, c -1
					26,09	3,83
					12,19
					8,27	12,09

Graf reakčnej rýchlosti versus koncentrácia tiosíranu sodného.

Záver: so zvyšujúcou sa koncentráciou tiosíranu sodného sa rýchlosť tejto reakcie zvyšuje. Graf závislosti je priamka prechádzajúca počiatkom.

Pokus č.2. Štúdium závislosti rýchlosti homogénnej reakcie od teploty.

Prístroje a vybavenie: skúmavky, stopky, teplomer, roztoky tiosíranu sodného ( III ), kyselina sírová (1M)
Metodológia:

Pripravte si tri čisté, suché skúmavky a očíslujte ich. Do každého z nich pridajte 10 kvapiek roztoku tiosíranu sodného. Skúmavku č. 1 vložte do pohára s vodou pri izbovej teplote a po 1…2 minútach zaznamenajte teplotu. Potom pridajte do skúmavky jednu kvapku kyseliny sírovej, súčasne zapnite stopky a zastavte ich, keď sa objaví slabý, sotva znateľný zákal. Zaznamenajte čas v sekundách od okamihu pridania kyseliny do skúmavky, kým sa neobjaví zákal. Výsledok zapíšte do tabuľky.

Potom zvýšte teplotu vody v pohári presne o 10 0 buď zahrievaním na platni alebo zmiešaním s horúcou vodou. Skúmavku č. 2 vložte do tejto vody, podržte niekoľko minút a pridajte jednu kvapku kyseliny sírovej, pričom súčasne zapnite stopky, skúmavku s obsahom pretrepávajte v pohári vody, kým sa neobjaví zákal. Ak sa objaví sotva znateľná oblačnosť, vypnite stopky a zapíšte hodnoty stopiek do tabuľky. Vykonajte podobný pokus s treťou skúmavkou. Najprv zvýšte teplotu v pohári o ďalších 10 0 3, vložte do nej skúmavku č. 3, podržte niekoľko minút a pridajte jednu kvapku kyseliny sírovej, pričom zapínajte stopky a skúmavkou potriasajte.

Výsledky experimentov vyjadrite do grafu, pričom na zvislú os vyneste rýchlosť a na vodorovnú os teplotu.

Určte koeficient reakčnej teploty γ

Skúmavky

Teplota

t, 0 °C

Reakčný čas

τ, s

Relatívna rýchlosť

reakcie

1/τ,s -1

Teplotný koeficient

26,09

17,22

10,74

3,83

5,81

9,31

1,51

1,55

Graf závislosti rýchlosti reakcie na teplote.

Záver: počas experimentu bol vypočítaný priemerný teplotný koeficient, ktorý sa rovnal 1,55. V ideálnom prípade je

2-4. Odchýlka od ideálu sa dá vysvetliť chybou merania času zákalu roztoku. Graf závislosti rýchlosti reakcie na teplote má tvar parabolickej vetvy, ktorá neprechádza cez 0. So zvyšujúcou sa teplotou sa rýchlosť reakcie zvyšuje

Pokus č. 3 Vplyv koncentrácie reaktantov na chemickú rovnováhu.

Nástroje a vybavenie: skúmavky, chlorid draselný (kryštalický), roztoky chloridu železitého ( III ), tiokyanát draselný (nasýtený), destilovaná voda, valec
Metodológia:

Klasickým príkladom reverzibilnej reakcie je interakcia medzi chloridom železitým a tiokyanátom draselným:

FeCl3 + 3 KCNS ⇄ Fe(CNS) 3 + 3 KCl.

Červená

Výsledný tiokyanát železa má červenú farbu, ktorej intenzita závisí od koncentrácie. Zmenou farby roztoku možno posúdiť posun chemickej rovnováhy v závislosti od zvýšenia alebo zníženia obsahu tiokyanátu železa v reakčnej zmesi. Vytvorte rovnicu pre rovnovážnu konštantu tohto procesu.

Do odmerky alebo valca nalejte 20 ml destilovanej vody a pridajte jednu kvapku nasýteného roztoku chloridu železitého ( III ) a jednu kvapku nasýteného roztoku tiokyanátu draselného. Výsledný farebný roztok nalejte rovnomerne do štyroch skúmaviek. Skúmavky očíslujte.

Pridajte jednu kvapku nasýteného roztoku chloridu železitého do prvej skúmavky ( III Pridajte jednu kvapku nasýteného roztoku tiokyanatanu draselného do druhej skúmavky a pridajte kryštalický chlorid draselnýa silno pretrepte. Štvrtá skúmavka- na porovnanie.

Na základe Le Chatelierovho princípu vysvetlite, čo spôsobuje zmenu farby u každého jednotlivca prípad.

Výsledky pokusu zapíšte do tabuľky vo formulári

skúmavky

Čo

pridané

Zmeniť

intenzita

sfarbenie

Smer rovnovážneho posunu

(pravá ľavá)

V prvom a druhom prípade sme zvýšili koncentráciu východiskových látok, čím sa získa intenzívnejšia farba. Navyše, v druhom prípade je farba tmavšia, pretože koncentrácia KSCN sa mení kubickou rýchlosťou. V treťom pokuse sme zvýšili koncentráciu konečnej látky, takže farba roztoku sa zosvetlila.

Záver: so zvýšením koncentrácie východiskových látok sa rovnováha posúva smerom k tvorbe produktov reakcie. So zvyšujúcou sa koncentráciou produktov sa rovnováha posúva smerom k tvorbe východiskových látok.

Všeobecné závery: počas experimentov sme experimentálne stanovili závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie východiskových látok (čím vyššia koncentrácia, tým vyššia je závislosť rýchlosti reakcie od teploty (čím vyššia teplota), čím vyššia je rýchlosť reakcie); ako koncentrácia reagujúcich látok ovplyvňuje chemickú rovnováhu (so zvýšením koncentrácie východiskových látok sa chemická rovnováha posúva smerom k tvorbe produktov; so zvýšením koncentrácie produktov sa chemická rovnováha posúva smerom k tvorbe východiskových látok). )

Ďalšie podobné diela, ktoré by vás mohli zaujímať.vshm>
10376.		Kinetika chemických a biochemických procesov	52,88 kB
	Zmena rýchlosti akejkoľvek reakcie môže byť buď príčinou vývoja patológie, alebo môže byť základom ochrannej funkcie tela. Medzi základné pojmy chemickej kinetiky patrí mechanizmus a rýchlosť chemickej reakcie. Reakčný mechanizmus je postupnosť a povaha fáz daného chemického procesu. V závislosti od mechanizmu môžu byť reakcie: jednoduchý postup v jednostupňovom príklade: iónové reakcie; komplex prebieha v niekoľkých etapách Príklad: tvorba vody z kyslíka a vodíka.
13123.		Termodynamika a kinetika procesov v tuhej fáze	177,55 kB
	Z priebehu klasickej termodynamiky je známe, že termodynamické rovnice súvisia s vlastnosťami akéhokoľvek rovnovážneho systému, z ktorých každý môže byť meraný nezávislými metódami. Najmä pri konštantnom tlaku je vzťah platný
9161.		Chemický vývoj Zeme	24,45 kB
	Už skôr bolo povedané, že použitie počítačov umožnilo zostaviť a vypočítať vznik a vývoj slnečnej sústavy a najmä Zeme na rôznych modeloch. Chemický vývoj Zeme Počas vývoja Zeme vznikli určité podiely rôznych prvkov. Zem, najhmotnejšia z vnútorných planét, prešla najťažšou cestou chemickej evolúcie. Treba zdôrazniť, že geologická história Zeme...
21607.		Chemická korózia. Metódy ochrany proti korózii	21,93 kB
	Stroje a zariadenia vyrobené z kovov a zliatin podliehajú korózii pri používaní v prírodnom alebo technologickom prostredí. V dôsledku korózie sa často menia vlastnosti kovu a jeho funkčné charakteristiky. Kov počas korózie môže byť čiastočne alebo úplne zničený.
12744.		Chemické charakteristiky prírodných vôd - objekty environmentálne-analytickej kontroly	82,84 kB
	Prírodné vody ako disperzné systémy. Vodíkový indikátor pH - vplyv nízkych koncentrácií kyselín a zásad na pH prírodnej vody. Prírodné vody ako disperzné systémy. Predmetom environmentálnej analytickej kontroly je voda: sladká povrchová podzemná morská voda, ako aj zrážky, roztopená voda, odpadové vody vypúšťané do útvarov povrchových vôd.
7451.		Trhová rovnováha	89,02 kB
	Elasticita dopytu. Interakcia ponuky a dopytu. Požadované množstvo je množstvo tovaru, ktoré sú spotrebitelia ochotní kúpiť za danú cenu za jednotku času. Zákon dopytu.
3093.		Makroekonomická rovnováha v modeli „AD-AS“.	6,72 kB
	Súhrnný dopyt je celkové množstvo tovarov a služieb, ktoré chcú domácnosti, podniky a vláda kúpiť v zahraničí pri rôznych cenových hladinách v krajine. Krivka D znázorňuje zmenu súhrnnej úrovne všetkých výdavkov domácností a zahraničných podnikov v závislosti od zmien cenovej hladiny. Negatívny sklon krivky D je vysvetlený: vplyvom úrokovej miery, ak dôjde k zvýšeniu cenovej hladiny v krajine, potom dôjde k zvýšeniu úrokovej miery a v dôsledku toho k zníženiu investičného dopytu. ja...
16735.		Stochastická rovnováha v dopravných sieťach	73,81 kB
	Modely výberu Predpokladajme, že osoba s rozhodovacou právomocou stojí pred úlohou vybrať si jednu z alternatív. Každá z alternatív môže byť spojená s určitou užitočnosťou, ktorú osoba s rozhodovacou právomocou získa, ak sa vyberie alternatíva. Ak je známe rozdelenie hodnôt, potom možno vypočítať pravdepodobnosť, že osoba s rozhodovacou právomocou si vyberie konkrétnu alternatívu. Funkciu nazveme výberovou funkciou.
13374.		Dlhodobá rovnováha konkurencieschopnej firmy	31,87 kB
	Štruktúra nákladov typickej firmy v krátkodobom horizonte má tvar kriviek STC1 a SMC1 Obr. 9 Dlhodobá rovnováha dokonale konkurenčného odvetvia Mechanizmus tvorby dlhodobej rovnováhy Za týchto podmienok je optimálny objem produkcie spoločnosť v krátkodobom horizonte bude q1 jednotiek. Produkcia tohto objemu poskytuje firme kladný ekonomický zisk, keďže trhová cena P1 prevyšuje priemerné krátkodobé náklady firmy STC1.
3500.		Rovnováha na trhu. Rovnovážna cena	9,97 kB
	Na konkurenčnom trhu dochádza k interakcii ponuky a dopytu, čo vedie k nastoleniu trhovej rovnováhy. Prekrytím kriviek dopytu a ponuky sa určí rovnovážna cena E, určí sa optimálny pomer ponuky a dopytu Na určenie krátkodobých alebo dlhodobých vyhliadok vývoja ponuky a dopytu sa zavádza časový faktor.

Chemická kinetika je štúdium rýchlosti chemických prírastkov. Rýchlosť chemickej reakcie sa meria zmenou molárnej koncentrácie jedného z reaktantov za jednotku času, t.j. V xp =∆С/∆t, kde ∆С je zmena koncentrácie látky za časové obdobie ∆t (priemerná rýchlosť). Rýchlosť reakcie závisí od povahy reaktantov, ich koncentrácie, teploty a pôsobenia katalyzátora. Je potrebné rozlišovať medzi reakciami vyskytujúcimi sa v homogénne systém (jednofázový) a heterogénne(pozostáva z niekoľkých fáz). V homogénnom systéme prebieha reakcia v celom objeme systému v heterogénnom systéme prebieha len na fázovom rozhraní.

Zákon hmotnostného pôsobenia: rýchlosť reakcie pri konštantnej teplote je priamo úmerná súčinu molárnych koncentrácií reaktantov. Na reakciu

rýchlosť je

V xp = k[A] 2 [V],

Kde k- koeficient úmernosti, nazývaný rýchlostná konštanta pri danej teplote. Svojím významom k sa rovná rýchlosti chemickej reakcie, keď súčin koncentrácií reagujúcich látok je 1. [A], [B] - molárna koncentrácia reagujúcich látok A a B v mol/l. Koncentrácia látky v tuhej fáze je konštantná hodnota, a preto je zahrnutá do rýchlostnej konštanty.

Kvantitatívnu závislosť rýchlosti reakcie od teploty vyjadruje pravidlo van't Hoff: V 2 = V 1 γ [T(2) -T(1)]/10, kde T(1) a T(2) sú reakčná teplota, V 1 a V 2 sú reakčné rýchlosti pri daných teplotách, γ - koeficient ukazujúci, koľkokrát sa zmení rýchlosť reakcie, keď sa teplota zmení o 10°. Pre mnohé chemické reakcie, ktoré sa uskutočňujú v laboratóriu, sa γ pohybuje od 2 do 4. t.j. reakčná rýchlosť sa niekoľkokrát zvyšuje so zvýšením teploty o 10 stupňov.

Väčšina chemických reakcií je reverzibilná, t.j. môže prúdiť vpred aj vzad. Keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií zrovná, nastane stav chemickej rovnováhy. Uvažujme sústavu aA + bB = cC + dD. V rovnovážnom stave sa rýchlosť doprednej reakcie V p p = k p p · [A] a · [B] b rovná rýchlosti spätnej reakcie V rev = k rev · [C] c · [D] d . Odtiaľ,

k p p / k rev = k sa rovná = [C] c sa rovná ·[D] d sa rovná /[A] a rovná sa ·[B] b sa rovná.

Táto forma zápisu zákona o hromadnej akcii je použiteľná len pre homogénne systémy. Stav chemickej rovnováhy je dynamický, t.j. systém v ňom zostáva, kým sa nezmenia vonkajšie podmienky, inak sa rovnováha premieša smerom k priamej alebo reverznej reakcii. Posun v chemickej rovnováhe je spôsobený zmenami teploty, koncentrácie reaktantov a tlaku. Smer posunu udáva Le Chatelierov princíp: ak na systém v rovnovážnom stave pôsobí akýkoľvek vplyv, potom sa rovnováha posunie takým smerom, že sa pôsobiaci účinok oslabí.

Príklad 1 Reakcia N2 + 3H2 = 2NH3 je reverzibilná. Pri určitej teplote sa v tomto systéme ustálila rovnováha pri nasledujúcich koncentráciách zúčastnených látok: rovné = 0,01 mol/l, rovné = 2,0 mol/l, rovné = 0,4 mol/l. Vypočítajte rovnovážnu konštantu a počiatočné koncentrácie dusíka a vodíka.

Riešenie. Reakcia na výrobu amoniaku z dusíka a vodíka je homogénna a výraz pre K pre túto reakciu je napísaný ako:

K rovné = 2 rovnaké / rovné · 3 rovnaké.

Dosadíme do tohto výrazu hodnoty rovnovážnych koncentrácií a získame:

K rovné = (0,4)2/(0,01) (2)3 = 2

Podľa reakčnej rovnice sa z 1 mólu N2 a 3 mólov H2 získajú 2 móly NH3. V dôsledku toho sa spotrebovalo 0,2 mólu N2 a 0,6 mólu H2 na vytvorenie 0,4 mólu NH3. Odtiaľ nájdeme počiatočné koncentrácie:

Štart = rovnaký + spotrebovaný = 0,01 + 0,2 = 0,21 (mol/l)

Štart = rovnaký + spotrebovaný = 2 + 0,6 = 2,6 (mol/l)

Príklad 2 V akom smere sa posunie rovnováha, keď sa zvýši teplota a tlak systémov:

a) 2CO (g) = CO 2 (g) + C (k) ∆Н° хр = -171 kJ

b) 2SO 3 (g) = 2SO 2 (g) + CO 2 (g) ∆Н° хр = 192 kJ

Napíšte výrazy pre rovnovážne konštanty týchto systémov.

Riešenie. Reakcia a) je heterogénna a exotermická (∆Н° хр< 0). Выражение для скорости прямой и обратной реакции записывается в соответствии с законом действия масс в виде:

V pr = k pr 2, V ot = k rev 2.

Keď sú rýchlosti týchto reakcií rovnaké, nastáva rovnováha, ktorej konštanta je napísaná K sa rovná = rovná sa / 2 sa rovná.

V súlade s Le Chatelierovým princípom, keď sa teplota systému v rovnováhe zvýši, rovnováha sa posunie v smere endotermickej reakcie, t.j. smerom k tvorbe CO.

Zvýšenie tlaku v sústave a) vedie k posunu rovnováhy doľava, pretože v tomto prípade nárast koncentrácie CO 2 a CO v mol/l nebude rovnaký (spotrebujú sa 2 mol CO, získa sa 1 mol CO 2).

Reakcia b) je homogénna a endotermická. Napíšme výraz pre rovnovážnu konštantu: K rovné = 2 rovné · rovné / 2 rovné

Zvýšenie teploty posúva rovnováhu systému v smere absorpcie tepla, t.j. smerom k tvorbe S02 a O2.

Reakcia b) nastáva pri zmene počtu mólov plynných látok. Z 2 mólov východiskových látok sa získajú 3 móly produktov, preto, keď reakcia prebieha zľava doprava, tlak v systéme b) sa zvyšuje, čo povedie k posunu rovnováhy smerom k tvorbe S03.

ÚLOHY

1. Rozklad oxidu dusíka prebieha podľa rovnice 2N 2 O = 2N 2 + O 2. Rýchlostná konštanta tejto reakcie pri určitej teplote je 4·10 -4, počiatočná koncentrácia N 2 O je 2 mol/l. Určte rýchlosť reakcie v počiatočnom čase a v čase, keď sa rozkladá 25 % N 2 O.

2. Koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši pri zmene teploty z 20 °C na 70 °C, ak sa pri zvýšení teploty o 10 °C rýchlosť reakcie zdvojnásobí?

3. Reakcia prebieha podľa rovnice 2NO + O 2 = 2NO 2. Koncentrácia východiskových látok je: 0 = 0,24 mol/l, 0 = 0,4 mol/l. Ako sa zmení rýchlosť reakcie, ak sa koncentrácia NO zvýši na 0,4 mol/l a koncentrácia O 2 sa zvýši na 0,5 mol/l?

4. Ktorým smerom sa posunie rovnováha, keď sa tlak v systémoch zvýši:

a) 2NO + Cl2 = 2NOCl, c) 2N20 = 2N2 + O2. Napíšte výraz pre rovnovážnu konštantu týchto reakcií. Napíšte výrazy pre rovnovážne konštanty reakcií:

a) C (grafit) + C02 (g) = 2CO (g), b) H2 (g) + s (t) = H2S (g),

c) N2 (g) + 02 (g) = 2NO (g).

Akým smerom sa posunie rovnováha týchto reakcií, ak: a) sa zvýši tlak, b) sa zväčší objem?

5. Určte rovnovážnu koncentráciu vodíka v sústave 2HI = H 2 + I 2, ak počiatočná koncentrácia HI bola 0,16 mol/l a rovnovážna konštanta 0,02.

6. Napíšte rovnicu pre rýchlosť priamej reakcie

CH4+202 = C02 + 2H20.
Určte, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši, keď: a) sa trojnásobne zvýši koncentrácia kyslíka, b) sa zdvojnásobí koncentrácia metánu.

7. Pomocou Le Châtalierovho princípu označte, ktorým smerom sa posunie rovnováha systémov:

a) CO (g) + H20 (1) = C02 (g) + H2 (g), AH xp = 2,85 kJ/mol;

b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g), ∆Н хр = 1,77 kJ/mol,
ak a) zvýšenie tlaku, b) zvýšenie teploty, c) zvýšenie koncentrácie oxidu uhoľnatého (II) a oxidu síry (IV).

8. Reakciu spaľovania amoniaku vyjadruje rovnica
4NH3+502 = 4NO + 6H20. Koľkokrát sa zvýši rýchlosť prednej reakcie, keď sa tlak zdvojnásobí? Napíšte výraz pre rovnovážnu konštantu tohto systému.

9. Reakcia prebieha podľa rovnice H 2 + I 2 = 2HI. Reakčná rýchlostná konštanta pri určitej teplote je 0,24. Počiatočné koncentrácie reaktantov boli: 0 = 0,12 mol/l, 0 = 0,25 mol/l. Vypočítajte rýchlosť tejto reakcie, keď sa koncentrácia vodíka zníži dvakrát.

10. Koľkokrát sa zmení rýchlosť reakcie 2A + B → AB, ak sa koncentrácia látky A zvýši 2-krát a koncentrácia látky B sa zníži 2-krát?

11. Koľkokrát treba zvýšiť koncentráciu látky B 2 v sústave 2A 2 (g) + B 2 (g) = 2A 2 B (g), aby pri 4-násobnom znížení koncentrácie látky A rýchlosť priamej reakcie sa nemení?

12. Po určitom čase od začiatku reakcie 3A + B → 2C + D boli koncentrácie látok: [A] = 0,03 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] = 0,008 mol/l. Aké sú počiatočné koncentrácie látok A a B?

13. V systéme CO + Cl 2 = COCl 2 sa koncentrácia zvýšila z 0,03 na 0,12 mol/l a koncentrácia chlóru sa zvýšila z 0,02 na 0,06 mol/l. Koľkokrát sa zvýšila rýchlosť doprednej reakcie?

14. Aký je teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ak pri zvýšení teploty o 30 stupňov sa rýchlosť reakcie zvýši 15,6-krát?

15. Teplotný koeficient rýchlosti nejakej reakcie je 2,3. Koľkokrát sa zvýši rýchlosť tejto reakcie, ak sa teplota zvýši o 25 stupňov?

16. Rovnovážna konštanta reakcie FeO (k) + CO (g) ↔ Fe (k) + CO 2 (g) pri určitej teplote je 0,5. Nájdite rovnovážne koncentrácie CO a CO 2, ak počiatočné koncentrácie týchto látok boli: 0 = 0,05 mol/l, 0 = 0,01 mol/l.

17. Rovnováha v systéme H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g) bola stanovená pri nasledujúcich koncentráciách: = 0,025 mol/l; = 0,005 mol/l; = 0,09 mol/l. Určte počiatočné koncentrácie jódu a vodíka.

18. Pri určitej teplote sa v sústave 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 ustálila rovnováha v týchto koncentráciách: = 0,006 mol/l; = 0,024 mol/l. Nájdite rovnovážnu konštantu reakcie a počiatočnú koncentráciu NO 2.

Chemická kinetika

Rýchlosť chemickej reakcie je zmena množstva látky Dn vstupujúce do reakcie alebo vyplývajúce z reakcie za jednotku času v jednotke reakčného priestoru.

Pre homogénnu reakciu prebiehajúcu v celom objeme V systém, jednotkou reakčného priestoru je jednotka objemu. Potom priemerná rýchlosť reakcie pre danú látku za určité časové obdobie Dt vyjadrené vzorcom

v priem. =, (2.3.1)

Kde DC– zmena molárnej koncentrácie látky v priebehu času, mol/l.

Znamienko „+“ sa používa, ak sa rýchlosť reakcie sleduje zvýšením koncentrácie reakčných produktov, a znamienko „-“ sa používa, ak sa rýchlosť posudzuje podľa zníženia koncentrácie východiskových látok.

Len pri lineárnej závislosti koncentrácie látky od času je skutočná rýchlosť reakcie (rýchlosť v danom čase) konštantná a rovná sa priemernej rýchlosti. Pri nelineárnom vzťahu sa skutočná rýchlosť reakcie v priebehu času mení. Preto je priemerná rýchlosť za určité časové obdobie približnou aproximáciou skutočnej rýchlosti.

Na určenie reakčnej rýchlosti v danom čase t, je potrebné vziať nekonečne malý časový interval dt inými slovami, skutočná reakčná rýchlosť je určená prvou deriváciou množstva látky vzhľadom na čas:

v = (2.3.2)

Pre heterogénnu reakciu prebiehajúcu na rozhraní medzi látkami je jednotkou reakčného priestoru jednotka plochy S fázového rozhrania. Vyjadrenia pre priemerné a skutočné reakčné rýchlosti pre danú látku sú nasledovné:

v priem. = ;(2.3.3)

v= . (2.3.4)

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od mnohých faktorov. Uvažujme o vplyve niektorých z nich.

Po prvé, rýchlosť chemickej reakcie závisí od povahy reaktantov.

Vyjadruje sa závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov zákon masovej akcie. Tento zákon je formulovaný pre jednoduché reakcie, to znamená reakcie prebiehajúce v jednom štádiu, alebo pre jednotlivé elementárne štádiá zložitých chemických reakcií: reakčná rýchlosť pri danej teplote je úmerná súčinu koncentrácií reaktantov v mocninách rovných zodpovedajúcim stechiometrickým koeficientom v reakčnej rovnici.

Pre jednoduchú reakciu formulára

aA + bB→produkty reakcie

tento zákon vyjadruje rovnica

v = k(CA) a ×(C B) b(2.3.5)

Tento výraz sa nazýva kinetické rovnice. Faktor proporcionality k nazývaná reakčná rýchlostná konštanta, jej hodnota závisí od povahy látok, teploty a prítomnosti katalyzátora, ale nezávisí od koncentrácie.

Vo väčšine prípadov je chemická reakcia zložitým viacstupňovým procesom a reakčná rovnica odráža materiálovú bilanciu a nie skutočný priebeh procesu. Zákon hromadnej akcie preto nemožno aplikovať na celý proces ako celok. Závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie látok sa niekedy nedá vôbec opísať mocninnou funkciou tvaru (2.3.5).

Na charakterizáciu kinetiky experimentálne študovaných reakcií je zavedený koncept reakčného poriadku. Poradie reakcie pre danú látku (čiastočné poradie) je číslo rovné exponentu, ku ktorému je koncentrácia tejto látky zahrnutá v kinetickej rovnici reakcie. Konkrétne poradie sa určí experimentálne. Môže mať celé číslo, zlomok, záporné hodnoty alebo sa môže rovnať nule. Vo všeobecnom prípade sa čiastkové poradie nerovná zodpovedajúcemu stechiometrickému koeficientu v reakčnej rovnici, hoci niekedy sa zhodou okolností ukáže, že je to, čo by sa dalo očakávať na základe stechiometrie reakcie.

V kinetike heterogénnych reakcií existujú určité znaky.

Kinetické rovnice takýchto reakcií nezahŕňajú koncentráciu kondenzovanej fázy, pretože reakcia prebieha na rozhraní a koncentrácia kondenzovanej fázy zostáva konštantná.

Heterogénne reakcie sú vždy zložité procesy. Zahŕňajú nielen štádiá vlastnej chemickej reakcie na povrchu, ale aj difúzne štádiá: prívod reaktantu na povrch, odstraňovanie produktov reakcie z povrchu. Ak je rýchlosť difúzie nižšia ako rýchlosť chemickej reakcie, potom sú to difúzne stupne, ktoré určia rýchlosť procesu. Rýchlosť takýchto reakcií sa zvyšuje s miešaním.

Špecifická rýchlosť samotnej chemickej interakcie na jednotku povrchu nezávisí od plochy povrchu. Ak je však potrebné urýchliť heterogénny proces ako celok, uchýlia sa k mletiu reagujúcich látok. To vedie k zväčšeniu kontaktnej plochy a zníženiu dĺžky difúznych dráh.

Rýchlosť väčšiny chemických reakcií sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou. Pre reakcie prebiehajúce pri priemerných rýchlostiach v nie príliš veľkých teplotných rozsahoch je približný empirický van't Hoffovo pravidlo: so zvýšením teploty o 10 0 sa rýchlosť reakcie zvýši 2–4 krát.

Matematicky sa to dá zapísať takto:

v 2 = v 1 × ,(2.3.6)

Kde v 1 A v 2- rýchlosť reakcie na začiatku T 1 a konečná T 2 teploty;

g– teplotný koeficient rýchlosti reakcie.

Teplotný koeficient rýchlosti ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši, keď sa teplota zvýši o 10 0.

Presnejšie povedané, vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie vyjadruje Arrheniova rovnica pre rýchlostnú konštantu jednoduchej reakcie alebo elementárneho štádia zložitého procesu:

, (2.3.7)

Kde A– predexponenciálny faktor;

R– plynová konštanta;

T- absolútna teplota;

e– základ prirodzeného logaritmu;

E a- aktivačná energia.

Arrheniova rovnica platí aj pre mnohé (ale nie všetky) zložité reakcie. V týchto prípadoch sa aktivačná energia nazýva zdanlivá.

Počas reakcie systém prechádza prechodovým stavom (aktivovaný komplex). Aktivovaný komplex má vyššiu energiu ako východiskové materiály a reakčné produkty. Aktivačná energia je energia potrebná na vytvorenie aktivovaného komplexu.

Jednou z metód ovplyvňovania rýchlosti reakcie je katalýza, ktorá sa uskutočňuje pomocou katalyzátorov - látok, ktoré menia rýchlosť chemickej reakcie v dôsledku opakovanej účasti na intermediárnych chemických interakciách s činidlami, ale po každom cykle intermediárnych interakcií obnovujú ich chemické zloženie. Katalyzátor nie je zahrnutý v konečných reakčných produktoch. Spravidla sa podáva v malých množstvách v porovnaní s východiskovými látkami.

Katalyzátor svojou účasťou otvára nové procesné cesty cez prechodové stavy a tieto cesty sa vyznačujú nižšou aktivačnou energiou ako nekatalytická reakcia. To vedie k zvýšeniu rýchlosti procesu.

Pokles aktivačnej energie je určujúcim, ale nie jediným dôvodom zvýšenia rýchlosti reakcie v prítomnosti katalyzátora. Katalyzátor môže spôsobiť zvýšenie preexponenciálneho faktora v Arrheniovej rovnici. Podľa teórie aktivovaného komplexu závisí preexponenciálny faktor od entropie tvorby prechodného stavu, ktorá sa môže zvýšiť v prítomnosti katalyzátora.

Katalyzátor nemení tepelný účinok reakcie.

Existuje pozitívna katalýza, ktorá urýchľuje reakciu, a negatívna katalýza, ktorá znižuje rýchlosť reakcie. V druhom prípade katalyzátor v dôsledku selektivity urýchľuje predtým najpomalšie štádiá zložitého procesu, čím eliminuje jednu z procesných ciest, ktoré sú možné bez neho. V dôsledku toho sa reakcia spomalí alebo je takmer úplne potlačená.

Látky nazývané inhibítory môžu tiež spomaliť chemické reakcie, ale ich mechanizmus účinku je trochu odlišný.

Existuje homogénna a heterogénna katalýza. Pri homogénnej katalýze tvoria reaktanty a katalyzátor jednu fázu a medzi nimi nie je žiadne rozhranie. Pri heterogénnej katalýze sú katalyzátor a reaktanty v rôznych fázach a reakcia prebieha na povrchu katalyzátora.

Chemická rovnováha

Chemické reakcie môžu byť reverzibilné alebo ireverzibilné. Nevratné reakcie prebiehajú iba jedným smerom, smerom k tvorbe reakčných produktov, až kým sa východiskové látky úplne nespotrebujú. Reverzibilné reakcie prebiehajú súčasne v dvoch vzájomne opačných smeroch. Takéto reakcie nie sú dokončené v žiadnom smere; žiadny z reaktantov nie je úplne spotrebovaný.

Stav systému charakterizovaný súčasným výskytom dvoch opačne smerujúcich chemických procesov rovnakými rýchlosťami sa nazýva chemická rovnováha. V rovnovážnom stave zostávajú koncentrácie všetkých látok nezmenené.

Známky chemickej rovnováhy:

Stav systému je v priebehu času konštantný pri absencii vonkajších vplyvov;

Stav systému sa mení pod vplyvom vonkajších vplyvov, bez ohľadu na to, aké malé môžu byť; po určitom čase sa v takomto systéme opäť nastolí rovnováha, ale s iným pomerom rovnovážnych koncentrácií všetkých látok;

Stav systému nezávisí od toho, na ktorej strane sa približuje k rovnováhe (zo strany priamej alebo spätnej reakcie);

Po odstránení vonkajšieho vplyvu sa systém vráti do pôvodného stavu.

Za izobaricko-izotermických podmienok ( P; T=konšt) v rovnováhe je zmena Gibbsovej energie systému nulová ( DG=0).

Zvážte podmienenú reverzibilnú reakciu

aA+bB⇄ cC+dD.

Účinkujúce omše za to budú písané v tvare:

, (2.3.8)

Kde TO– rovnovážna konštanta;

[A] , [B], [C], [D] – rovnovážne koncentrácie látok;

a B C d– stechiometrické koeficienty v reakčnej rovnici.

Rovnovážna konštanta závisí od teploty a charakteru látok, nezávisí však od ich koncentrácií, čím je hodnota rovnovážnej konštanty väčšia, tým je rovnováha posunutá smerom k tvorbe produktov reakcie. Rovnovážna konštanta teda charakterizuje hĺbku procesu v momente rovnováhy.

Pre reakcie zahŕňajúce plyny, rovnovážna konštanta ( K r) možno vyjadriť aj prostredníctvom parciálnych tlakov plynných látok. Ak sa vlastnosti plynov veľmi nelíšia od ideálnych, potom medzi konštantou vyjadrenou parciálnymi tlakmi ( K r), a konštanta vyjadrená ako koncentrácie ( K s), existuje spojenie:

Kp=Kcx(RT)Dn, (2.3.9)

Kde Dn- zmena čísla Krtko plynné látky počas reakcie v súlade s jej stechiometriou.

Rovnovážna konštanta pri teplote T je spojená so zmenou štandardnej Gibbsovej energie reakcie DG 0 pri rovnakej teplote pomerom

DG 0 = - RT×lnK. (2.3.10)

Pri heterogénnych reakciách je koncentrácia kondenzovanej fázy takmer konštantná, je implicitne zahrnutá do rovnovážnej konštanty. Koncentrácie kondenzovanej fázy nie sú zahrnuté vo výraze pre rovnovážnu konštantu.

Keď sa zmenia vonkajšie podmienky, rovnováha sa posunie, pretože tieto zmeny majú rôzne účinky na rýchlosť priamych a spätných reakcií. Rovnováha sa posúva smerom k reakcii, ktorej rýchlosť sa zrýchľuje.

Rovnováhu ovplyvňujú zmeny teploty, koncentrácie látok, tlaku v systéme (ak k reakcii dôjde pri zmene počtu Krtko plynné látky). Zavedenie katalyzátora neposúva rovnováhu, pretože rovnako mení rýchlosť priamych aj spätných reakcií. Katalyzátor iba skracuje čas potrebný na dosiahnutie rovnováhy systému.

Vo všeobecnom prípade sa určuje smer rovnovážneho posunu Le Chatelierov princíp: ak na systém, ktorý je v rovnováhe, pôsobí vonkajší vplyv, potom sa rovnováha posunie v smere, ktorý tento vplyv oslabí.

Príklad 1

Koľkokrát sa zvýši rýchlosť reakcie?

A) C+2H2 = CH4

b) 2 NO + Cl2 = 2 NOCI

keď sa tlak v systéme zvýši trikrát?

Riešenie

Trojnásobné zvýšenie tlaku v systéme sa rovná trojnásobnému zvýšeniu koncentrácie každej z plynných zložiek.

V súlade so zákonom o pôsobení hmoty si pre každú reakciu zapíšeme kinetické rovnice.

a) Uhlík je tuhá fáza a vodík je plynná fáza. Rýchlosť heterogénnej reakcie nezávisí od koncentrácie tuhej fázy, preto nie je zahrnutá v kinetickej rovnici. Rýchlosť prvej reakcie je opísaná rovnicou

Nech je počiatočná koncentrácia vodíka rovná X, Potom v 1 = kh 2 . Po trojnásobnom zvýšení tlaku bola koncentrácia vodíka 3 X a rýchlosť reakcie v2 = k(3x)2 = 9kx2.Ďalej nájdeme pomer rýchlosti:

v 1:v 2 = 9 kx 2: kx 2 = 9.

Rýchlosť reakcie sa teda zvýši 9-krát.

b) Kinetická rovnica druhej reakcie, ktorá je homogénna, zapíšeme ako . Nechajte počiatočnú koncentráciu NIE rovná X a počiatočná koncentrácia Cl 2 rovná pri, Potom vi = kx2y; v2 = k(3x)23y = 27kx2y;

v 2:v 1 = 27.

Rýchlosť reakcie sa zvýši 27-krát.

Príklad 2

Teplotný koeficient reakčnej rýchlosti g rovná sa 2,8. O koľko stupňov sa zvýšila teplota, ak sa reakčný čas skrátil 124-krát?

Riešenie

Podľa van't Hoffovho pravidla v 1 = v 2 ×. Reakčný čas t je teda veličina nepriamo úmerná rýchlosti v2/v1 = ti/t2= 124.

ti/t2= = 124

Zoberme si logaritmus posledného výrazu:

log( )= log 124;

DT/ 10×lgg=lg 124;

DT = 10×lg124/ lg2.8 » 47 0 .

Teplota sa zvýšila o 47 0.

Príklad 3

Keď sa teplota zvýšila z 10 °C na 40 °C, rýchlosť reakcie sa zvýšila 8-krát. Aká je aktivačná energia reakcie?

Riešenie

Pomer rýchlostí reakcie pri rôznych teplotách sa rovná pomeru rýchlostných konštánt pri rovnakých teplotách a rovná sa 8. V súlade s Arrheniovou rovnicou

k2/k1 = Ax /A = 8

Pretože preexponenciálny faktor a aktivačná energia sú prakticky nezávislé od teploty

Príklad 4

Pri teplote 973 TO reakčná rovnovážna konštanta

NiO+H2 = Ni+H20 (g)

Riešenie

Predpokladáme, že počiatočná koncentrácia vodnej pary bola nulová. Výraz pre rovnovážnu konštantu tejto heterogénnej reakcie má nasledujúci tvar: .

Nech sa koncentrácia vodnej pary rovná momentu rovnováhy x mol/l. Potom sa v súlade so stechiometriou reakcie koncentrácia vodíka znížila o x mol/l a stali sa rovnocennými (3 – x) mol/l.

Dosadíme rovnovážne koncentrácie do výrazu pre rovnovážnu konštantu a nájdeme X:

K = x / (3 – x); x / (3 – x) = 0,32; x = 0,73 mol/l.

Takže rovnovážna koncentrácia vodnej pary je 0,73 mol/l, rovnovážna koncentrácia vodíka je 3 – 0,73 = 2,27 mol/l.

Príklad 5

Ako bude ovplyvnená rovnováha reakcií? 2SO2+02⇄2S03; DH= -172,38 kJ:

1) zvýšenie koncentrácie TAK 2 2) zvýšenie tlaku v systéme,
3) chladenie systému, 4) zavedenie katalyzátora do systému?

Riešenie

Podľa Le Chatelierovej zásady so zvyšujúcou sa koncentráciou TAK 2 rovnováha sa posunie smerom k procesu vedúcemu k spotrebe TAK 2, teda smerom k priamej reakcii tvorby TAK 3.

Reakcia prichádza so zmenou čísla Krtko plynné látky, takže zmena tlaku posunie rovnováhu. So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posunie smerom k procesu, ktorý pôsobí proti tejto zmene, to znamená, že bude pokračovať znižovaním počtu Krtko plynných látok a následne s poklesom tlaku. Podľa reakčnej rovnice číslo Krtko plynných východiskových látok je tri, a počet Krtko produktov priamej reakcie sa rovná dvom. Preto so zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posunie smerom k priamej reakcii tvorby TAK 3.

Pretože DH< 0, potom nastáva priama reakcia s uvoľnením tepla (exotermická reakcia). Opačná reakcia nastane pri absorpcii tepla (endotermická reakcia). V súlade s Le Chatelierovým princípom chladenie spôsobí posun v rovnováhe smerom k reakcii, ktorá uvoľňuje teplo, teda k priamej reakcii.

Zavedenie katalyzátora do systému nespôsobí posun v chemickej rovnováhe.

Príklad 6

Vypočítajte rovnovážnu konštantu reakcie FeO (k) + H2 (g) ⇄Fe (k) + H20 (g) pri 25 0 C. Ktorým smerom je posunutá rovnováha? Určte teplotu, pri ktorej sa vytvorí rovnováha, ak sú všetky látky v štandardných stavoch, a závislosť DH 0 A DS 0 teplotu možno zanedbať.

Riešenie

Rovnovážna konštanta súvisí so zmenou štandardnej Gibbsovej energie reakcie pomocou rovnice , teda .

Pomocou referenčných hodnôt štandardných Gibbsových energií tvorby látok zistíme DG 0 r-tion:

DG 0 r-tion = DG 0 (H 2 O (g)) + DG 0 (Fe (k)) - DG 0 (FeO (k)) - DG 0 (H 2 (g)) = -228,61 kJ/mol + + 0 – (-244,3 kJ/mol) – 0 = 15,59 kJ = 15,59 × 10 3 J

K= =0,0018

Rovnovážna konštanta je menšia ako jednota, preto je rovnováha pri 25 0 C (298TO) sa posúva smerom k obrátenej reakcii.

V stave rovnováhy DG 0 = 0. Pretože DG 0 = DN 0 - TDS 0, potom sa pri teplote vytvorí rovnováha T = DN 0 / DS 0.

Vypočítame pomocou referenčných hodnôt štandardných entalpií tvorby látok a štandardných entropií DН 0 r-tion A DS 0 r-tion.

DH 0 r-tion = DH 0 (H 2 O (g)) + DH 0 (Fe (k)) - DH 0 (FeO (k)) - DN 0 (H 2 (g)) = -241,82 kJ /mol+ + 0 – (- 263,7 kJ/mol) – 0 = 21,88 kJ.

DS0r-tion = SO (H20 (g)) + S0 (Fe (k)) - S0 (FeO (k)) - S0 (H2 (g)) =

=0,1887 kJ/mol× K + 0,02715 kJ/mol× K – 0,05879 kJ/mol× K –

- 0,13058 kJ/mol× K = 0,02648 kJ/K.

Nájdite teplotu, pri ktorej sa vytvorí rovnováha:

T = 21,88 kJ : 0,02648 kJ/K = 826 TO.

Súvisiace informácie.

MINISTERSTVO ŠKOLSTVA A VEDY RUSKEJ FEDERÁCIE Federálna štátna rozpočtová vzdelávacia inštitúcia vyššieho odborného vzdelávania

"ŠTÁTNA OBČIANSKA UNIVERZITA ROSTOV"

Schválené na zasadnutí Katedry chémie dňa 10.6.2011.

Chemická kinetika a rovnováha

METODICKÉ POKYNY

v disciplíne "chémia"

pre bakalárov 1. ročníka v odboroch: „Stavebníctvo“, „Štandardizácia a metrológia“, „Náuka o tovare“, „Technológia umeleckého spracovania materiálov“, „Bezpečnosť technosféry“, „Obsluha dopravno-technických strojov a komplexov“, „ Technológia transportných procesov“ všetky profily

Rostov na Done

Chemická kinetika a rovnováha: – pokyny pre odbor „Chémia“ pre bakalárov 1. ročníka. – Rostov n/a: Rost. štát stavia. univerzita,

2011. – 12 s.

Je definovaná rýchlosť chemickej reakcie a sú uvedené faktory, ktoré ju ovplyvňujú (koncentrácia, teplota, povaha látky a katalyzátora. Uvedená je formulácia Le Chatelierovho princípu a rozoberá sa jeho praktická aplikácia na vratné reakcie.

Určené pre 1. ročník denného a externého bakalárskeho štúdia v odboroch „Stavebníctvo“, „Štandardizácia a metrológia“, „Tovariáda“, „Technológia umeleckého spracovania materiálov“, „Bezpečnosť technosféry“, „Prevádzka dopravy -technické stroje a komplexy“ , „Technológia dopravných procesov“ všetkých profilov oddelení dennej a externej formy.

Elektronická verzia je v knižnici, miestnosti. 224.

Zostavil: Ph.D. chem. vedy, docent M.N.Mitskaya

Ph.D. chem. vedy, docent E.A.Levinskaja

Redaktor T.M. Klimchuk Pridať. plán 2011, položka 107

Podpísané na zverejnenie 14.07.2011. Formát 60x84/16. Písací papier. Rizograf. Akademik-ed.l. 0,6. Náklad 100 kópií. Objednávka 311

____________________________________________________________________

Redakčné a vydavateľské centrum Rostovskej štátnej univerzity stavebného inžinierstva

344022, Rostov na Done, ul. Socialista, 162

Stavebná univerzita, 2011

TEORETICKÁ ČASŤ I

Chemická kinetika - je odvetvie chémie, ktoré študuje rýchlosť prúdenia

chemické reakcie a faktory, ktoré ich ovplyvňujú. Chemické reakcie môžu byť homogénne alebo heterogénne. Ak sú reaktanty v rovnakej fáze, je to tak homogénna reakcia, a ak v rôznych - heterogénne.

Fáza je časť systému oddelená od ostatných častí povrchom

prípade, počas prechodu, ktorým sa vlastnosti systému náhle zmenia

Príkladom homogénnej reakcie je interakcia roztokov AqNO3 a

NaCl. Táto reakcia prebieha rýchlo a v celom objeme: AqNO3 + NaCl = AqCl + NaNO3.

Príkladom heterogénnej reakcie je proces rozpúšťania zinku v roztoku kyseliny sírovej:

Zn + H2S04 = ZnSO4 + H2

Rýchlosť homogénnej reakcie sa nazýva zmena koncentrácie látky, ktorá reaguje alebo vzniká pri reakcii ∆С in

jednotka času ∆t V gom C,

(+) – nastavuje sa, ak sa sleduje zmena koncentrácie produktu

tom reakcia, ktorá sa počas reakcie zvyšuje; (-) – pri sledovaní zmeny koncentrácie východiskových látok, ktorá v priebehu reakcie klesá.

Rýchlosť heterogénnej reakcie sa nazýva zmena množstva

látka, ktorá reaguje alebo vzniká pri reakcii ∆n v jednote

čas ∆t na jednotku plochy ∆S:

V het n.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií

1. Vplyv koncentrácie látok.

Aby došlo k chemickej reakcii, je potrebná kolízia medzi reaktantmi.

častice vzájomne interagujúce. Preto so zvýšením koncentrácie látok je to možné

zvýši sa pravdepodobnosť ich kolízie a následne sa zvýši rýchlosť chemickej reakcie.

Kvantitatívna závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie opisuje

Áno zákon masovej akcie: " Rýchlosť priamej reakcie je priamo úmerná

sa rovná súčinu koncentrácií reagujúcich látok v stupni ich sten-

chiometrické koeficienty v reakčnej rovnici.

Takže pre podmienenú reakciu aA + bB = cC + dD je rýchlosť priamej reakcie V forward k 1 A a B b a rýchlosť spätnej reakcie V je opačná. k 2 С s D d, kde [A], [B], [C]

a [D] – koncentrácie látok; a, b, c a d sú koeficienty v reakčnej rovnici; k1 a k2 sú konštanty reakčnej rýchlosti.

Rýchlostná konštanta priamej reakcie k1 sa číselne rovná rýchlosti reakcie pri koncentráciách reaktantov rovných jednotke. Nezávisí od koncentrácií látok, ale závisí od ich charakteru a teploty.

V prípade heterogénnych reakcií kinetická rovnica

Do úvahy sa berú len koncentrácie tých látok, ktoré sú v kvapaline.

com alebo plynné skupenstvo. Koncentrácia pevných látok hodnota podľa

v stoji a započítava sa do hodnoty rýchlostnej konštanty.

Pre reakciu S (kr.) + H2 (g) = H2S (g) je teda rýchlosť priamej reakcie určená

je určená nasledujúcou rovnicou: V priamy . k1H2.

Príklad. Ako sa bude meniť miera priamych reakcií so zvyšovaním

koncentrácia oxidu sírového (IV) 4 krát?

2SO2 + O2 = 2SO3,

V rovno k 1 SO 2 2 O 2 - pred zmenou koncentrácie SO2;

V priamy / k 1 4 SO 2 2 O 2 16 k 1 SO 2 2 O 2 16 V priamy. - po zmene koncentrácie SO2;

V dôsledku toho sa rýchlosť priamej reakcie zvyšuje 16-krát. 2. Povaha reagujúcich látok.

Pri zrážke dochádza k chemickým reakciám

existujúce častice. Nie každá kolízia však vedie k vytvoreniu novej chemikálie

pripojenie mikrofónu. Aby došlo k chemickej zmene,

je potrebné, aby častice reagujúcich látok mali dostatok energie

presné pri prerušovaní starých spojení a vytváraní nových. Prebytočná energia, ktorá

ktoré molekuly musia mať, aby pri ich zrážke vznikla nová zlúčenina sa nazýva aktivačnej energie. Každá chemická reakcia

Každá reakcia má svoju vlastnú aktivačnú energiu, jej hodnota je určená povahou reaktantov. Čím je jeho hodnota menšia, tým rýchlejšie prebieha chemický proces.

transformáciou a naopak. 3. Vplyv teploty.

So zvyšovaním teploty sa zvyšuje energia molekúl, t.j. Vek

roztaví počet molekúl, ktorých energia je rovnaká alebo väčšia ako aktivačná energia reakcie. Takéto molekuly sa nazývajú aktívne. Preto so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie.

Je opísaný kvantitatívny vzťah medzi teplotou a rýchlosťou chemickej reakcie

sa riadi Van't Hoffovým pravidlom.

Pri zmene teploty každých desať stupňov, rýchlosť chemickej

Reakcia sa mení 2-4 krát.

t 2 t 1

Toto pravidlo je vyjadrené nasledujúcim vzťahom: V t 2 V t 1 10,

kde Vt1 je rýchlosť reakcie pri počiatočnej teplote t1,

Vt2 - rýchlosť reakcie pri konečnej teplote t2,

γ je teplotný koeficient reakcie. 4. Vplyv katalyzátora.

Katalyzátor je látka, ktorá ovplyvňuje rýchlosť chemickej reakcie.

akcií, ale sám sa nevynakladá. Katalyzátory, ktoré urýchľujú chemické reakcie

Čínske procesy sa nazývajú pozitívne. V prítomnosti katalyzátora znova

akcie prúdia po novej ceste s nižšou aktivačnou energiou, ktorá vedie k

vedie k zvýšeniu rýchlosti chemickej reakcie.

Proces zahŕňajúci katalyzátor sa nazýva katalýza. Katalýza môže byť homogénna alebo heterogénna.

EXPERIMENTÁLNA ČASŤ I

POKUS 1. Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od koncentrácie reaktantov

Závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie látok je možné študovať na príklade interakcie tiosíranu sodného a kyseliny sírovej, ktorá je sprevádzaná zakalením roztoku v dôsledku uvoľňovania síry.

Na2S203 + H2S04 = Na2S04 + S02 + S + H20

Vykonanie experimentu. Zriedením pripravte tri roztoky tiosíranu sodného rôznych koncentrácií, pre ktoré odmerajte 4 ml roztoku tiosíranu sodného a 8 ml destilovanej vody do prvej skúmavky, 8 ml tiosíranu sodného a 4 ml destilovanej vody do druhej skúmavky a 12 ml. ml roztoku tiosíranu sodného do tretiny.

Rovnaké objemy výsledných roztokov obsahujú rôzne počty mólov tiosíranu sodného. Ak konvenčne označujeme molárnu koncentráciu

Na2S2O3 v prvej skúmavke je C mol, potom v druhej bude koncentrácia 2C mol av tretej - 3C mol.

Odmerným valcom odmerajte 1 ml 2N roztoku kyseliny sírovej a nalejte do prvej skúmavky, premiešajte. Spustite stopky a zároveň pridajte kyselinu do roztoku tiosíranu. Zaznamenajte čas od okamihu pridania kyseliny do mierneho zakalenia roztoku. Urobte to isté so zvyšnými roztokmi tiosíranu.

Zadajte experimentálne údaje do tabuľky.

V Na2S203	VH20	S Na2S203	V H2S04	V = 1/t

Nakreslite graf závislosti rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov. Na vodorovnej osi sú vynesené relatívne koncentrácie tio-

sulfát a pozdĺž ordináty - zodpovedajúce rýchlosti (v konvenčných jednotkách)

tsakh). Urobte záver o závislosti V od koncentrácie reaktantov.

EXPERIMENT 2. Vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie Štúdium závislosti rýchlosti chemickej reakcie od teploty procesu

správa sa pri troch rôznych teplotách:

1) pri teplote miestnosti;

2) 10 °C nad teplotou miestnosti;

3) 20 0 C nad izbovú teplotu.

Vykonanie experimentu. Do troch čistých skúmaviek nalejte 10 ml roztoku tiosíranu sodného Na2S2O3 a do ostatných troch skúmaviek nalejte 1 ml roztoku kyseliny sírovej H2SO4. Skúmavky zoskupte do troch párov (kyselina-tiosíran).

Prvý pár skúmaviek a teplomer vložte do pohára s vodou pri izbovej teplote a po 5 minútach, keď sa teplota v skúmavkách vyrovná,

zapíšte si hodnoty teplomera. Obsah skúmaviek sceďte do jednej skúmavky a niekoľkokrát pretrepte. Zaznamenajte čas od začiatku reakcie do mierneho zakalenia roztoku.

Umiestnite druhý pár skúmaviek do pohára s vodou a zohrejte vodu do tmy.

teplote o 100 C vyššej ako je tá, pri ktorej sa nachádzal prvý pár skúmaviek a vykonajte rovnaké kroky ako v prvom prípade. Urobte to isté s tretím párom skúmaviek, zvýšte teplotu vody o ďalších 100 C. Získané údaje zapíšte do tabuľky.

Experimentálna teplota	Reakčný čas	V = 1/τ
t, 0 °C

Urobte záver o závislosti rýchlosti chemickej reakcie od teploty.

1. V systéme CO + Cl 2 = COCl2 sa koncentrácia CO zvýšila z 0,03 na 0,12 mol l a koncentrácia chlóru sa zvýšila z 0,02 na 0,08 mol l. Koľkokrát sa zvýšila rýchlosť doprednej reakcie?

2. Ako sa zmení rýchlosť priamej reakcie, ak sa koncentrácia oxidu uhoľnatého (II) zníži 4-krát?

2CO + O2 = 2C02.

3. Ako sa zmení rýchlosť priamych a spätných reakcií, keď sa objem každého systému zvýši 3-krát:

a) S(k) + O2 (g) = SO2 (g)

b) 2S02 + O2 = 2S03.

4. Ako sa zmení rýchlosť priamych a spätných reakcií, keď sa tlak v každom z týchto systémov zvýši 3-krát:

a) CH4 (g) + 202 = C02 (g) + 2 H20 (para); b)22 = 2 + 28.

5. Pri 200 0 C dôjde k určitej reakcii za 20 minút. Ak vezmete teplotný koeficient rýchlosti reakcie rovný 2, vypočítajte

ako dlho bude táto reakcia trvať, ak sa uskutoční pri: a) 230 °C;

b) 150 °C?

6. O koľko stupňov by sa mala znížiť teplota v reakčnej zmesi, aby sa rýchlosť reakcie znížila 27-krát, ak je teplotný koeficient tejto reakcie 3?

TEORETICKÁ ČASŤ II

Reakcie, ktoré prebiehajú len jedným smerom, kým sa

jedna z reagujúcich látok sa spotrebuje, nazýva sa nevratná. na-

napríklad rozkladná reakcia dusičnanu amónneho je nevratná, pretože podľa-

pokusy získať dusičnan amónny z interakcie vody a oxidu dusnatého (I) nie sú

viedlo k pozitívnemu výsledku: NH4NO3N2O + 2H2O.

schopné prúdiť v dvoch smeroch sa nazývajú reverzibilné. Obrátený

Existuje viac reverzibilných reakcií ako nezvratných.

Príkladom reverzibilnej reakcie je proces interakcie medzi io-

áno s vodíkom: H2 + J2 2HJ. Ako prebieha priama reakcia, spotreba

počiatočné reaktanty sa znížia a rýchlosť priamej reakcie sa zníži

ale koncentrácia reakčného produktu HJ sa zvyšuje, a preto

rýchlosť reverznej reakcie sa zvyšuje. Po určitom čase

Potom sa rýchlosť tvorby HJ rovná rýchlosti jej rozkladu, t.j.

nastáva chemická rovnováha. Chemická rovnováha- je dynamický

stav, v ktorom nepretržitá tvorba a rozpad molekúl prebieha rovnako rýchlo, t.j. V ave = V arr.

Vo všeobecnosti možno chemickú reakciu znázorniť rovnicami:

aA + bB = cC + dD; Vpr = k1[A]a[B]b; V arr. = k2 [C] c [D] d.

Keďže pri chemickej rovnováhe V arr = V arr. , teda k1 [A]a [B]b = k2 [C]c [D]d. Ak chcete previesť, vydeľte obe strany rovnosti výrazom

[C] s [D]d :	k1 [A]a [B]b		[C]c [D]d	Dostávame K r
	k2 [A]a [B]b		[A]a [B]b
					[A]a b
Hodnota Kp as		pomer konštantných veličín je hodnota konštanty

nie, volala som rovnovážna konštanta. Koncentrácie činidla pri nastavení

prevládajúca rovnováha sa nazýva rovnovážne koncentrácie.

Napríklad: 2СO + O = 2СO,								[C02]2

								[CO]2 [O]

Koncentrácie reaktantov neovplyvňujú rovnovážnu konštantu,

keďže rýchlostné konštanty reakcií, ktorých pomer je, nie sú

visieť z koncentrácie. Ale k1 a k2 závisia od teploty a menia sa so zmenami

teplota sa mení rôzne, takže Kp závisí od teploty.

Za stálych vonkajších podmienok sa stav (poloha) rovnováhy udržiava donekonečna. Pri zmene vonkajších podmienok sa mení rovnovážna poloha, pretože je narušená rovnosť V arr = V arr. Prostredníctvom niektorých

nejaký čas po zmene podmienok sa nastolí nová rovnováha, ale pri inej

pri určitých rovnovážnych koncentráciách. Prechod systému z jedného rovnovážneho stavu

stojaci v inom je tzv posun rovnováhy (posun rovnováhy).

Prirodzený vplyv vonkajších podmienok (koncentrácia činidiel, teplota

rýchlosť, tlak) na rovnovážnu polohu reverzibilných chemických reakcií stanovil v roku 1847 francúzsky vedec Le Chatelier. Le princíp

Chatelier znie takto: “ Ak je systém umiestnený v rovnakom

pružinový stav, vyvíjať akýkoľvek vonkajší vplyv (zmena teploty

teplota, tlak, koncentrácia), potom sa rovnováha v systéme posunie smerom k reakcii, ktorá zníži tento efekt na minimum.

1. Pri zvyšovaní koncentrácie látky zúčastňujúcej sa na rovnováhe sa rovnováha posúva smerom k spotrebe tejto látky a pri znižovaní koncentrácie k jej tvorbe.

Napríklad v systéme 2СO + O2 = 2СO2 s nárastom koncentrácie kyslíka sa rovnováha posunie smerom k jeho spotrebe, t.j. doprava, do

strane tvorby CO2.

2. Keď sa tlak zvýši stlačením systému, rovnováha sa posunie

V strana menšieho počtu molekúl plynu, t.j. v smere klesajúceho tlaku, a

keď tlak klesne, rovnováha sa posunie smerom k väčšiemu počtu mo-

molekuly plynu, t.j. smerom k zvyšovaniu tlaku.

Napríklad v systéme 2СO + O2 = 2СO2 s rastúcim tlakom sa rovná

Hmotnosť sa posunie smerom k menšiemu počtu molekúl plynu, t.j. doprava, do

strane tvorby CO2, keďže na ľavej strane sú tri molekuly plynu a

sú len dve vytie.

Existujú však rovnovážne systémy, v ktorých tlak neovplyvňuje posun

rovnováhu. Napríklad v systéme H2 + J2 2HJ sa pri zmene tlaku rovná

Plyn sa nebude posúvať, pretože na ľavej a pravej strane sú dve molekuly plynu.

3. So zvyšujúcou sa teplotou sa rovnováha posúva v smere en-

predtermálnej reakcie a pri znižovaní - v smere exotermickej

Exotermické reakcie nazývaná reakcia, ku ktorej dochádza pri uvoľňovaní tepla

pla (ΔН<0), а реакция, идущая с поглощением тепла называется эндотермиче-

skaja (AH>0).
Napríklad:	2H2 + O2 2H20,	H = -484,9 kJ.

Keď sa teplota v danom systéme zvýši, rovnováha sa posunie smerom k

in, smerom k pôvodným reaktantom, pretože reverzná reakcia je

je endotermický.

Le Chatelierov princíp je potvrdený a rozširuje sa nielen na chemické

chemických, ale aj na rôznych fyzikálno-chemických rovnovážnych procesoch. Sme-

rovnováha pri zmene podmienok procesov, ako je varenie,

Stabilizácia a rozpúšťanie nastávajú v súlade s týmto princípom.