Обратимые и необратимые реакции

Лабораторная работа № 3(1)

Обратимые и необратимые реакции.

Химическое равновесие

Некоторые химические реакции могут протекать в двух взаимно противоположных направлениях. Такие реакции называются обратимыми. Обратимость химических реакций записывается следующим образом:

А + В В

При протекании химической реакции концентрации исходных веществ уменьшаются в соответствии с законом действия масс. Это приводит к уменьшению скорости прямой реакции. Если реакция обратима, т.е. может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, то с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, т.к. увеличиваются концентрации продуктов реакции.

Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия, и дальнейшего изменения концентрации участвующих в реакции веществ не происходит.

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия.

В случае обратимой химической реакции, например:

N2 + 3H2 2NH3

зависимость скоростей прямой (пр) и обратной (обр) реакций от концентраций реагирующих веществ выражаются отношениями:

пр = Кпр [N2] [Н2]3;

обр =Кобр [NH3]2.

В состоянии химического равновесия: пр = обр, т.е.

Кпр * [N2] * [Н2]3 = Кобр * [NH3]2

Или

где Кс - константа равновесия реакции.

Константа равновесия (Кс)при данной температуре - величина, показывающая то соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которые устанавливаются при равновесии. Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, а от катализаторов и изменения концентрации веществ не зависит.

Смещение химического равновесия

При изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается.

Направление смещения химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье:

если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком напрвлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.

При увеличении температуры равновесие смещается в сторону реакции идущей с поглощением тепла - эндотермической.

При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо.

При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону образования исходных веществ , т.е. влево.

Если реакция протекает с участием газообразных веществ, то повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей. Понижение давления смещает равновесие в сторону увеличения общего числа молей газообразных веществ.

Например, равновесие системы:

N2 + 3H2 2NH3;

H = -46,25 кДж/моль

а) при увеличении температуры сместится влево;

б) при увеличении давления сместится вправо;

в) при увеличении концентрации азота сместится вправо.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ

на состояние химического равновесия

В результате обратимой реакции

FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl

образуется интенсивно окрашенное в красный цвет вещество роданид железа(III) Fe(SCN)3. Поскольку интенсивность окраски раствора зависит от концентрации окрашенного вещества, то судить о смещении равно-весия в данной системе можно по изменению интенсивности окраски раствора.

а) Налить почти полную пробирку дистиллированной воды и добавить в нее по 1-2 капли концентрированных растворов хлорида железа(III) FeCl3 и роданида калия KSCN. Раствор перемешать и затем разлить содержимое в четыре пробирки. Первую пробирку оставить для сравнения, во вторую прибавить 2-3 капли хлорида железа (III) FeCl3, в третью 2-3 капли роданида калия KSCN, а в четвертую - несколько кристалликов хлорида калия KСl. Пробирки встряхнуть несколько раз. Сравнить интенсивность окрасок раствора во 2-й, 3-й и 4-й пробирках с окраской первой (контрольной) пробирки. Определить, в какой пробирке и в каком направлении прошло смещение химического равновесия. Как изменится в каждом отдельном случае концентрация компонентов равновесной системы:

1) роданида железа Fe(SCN)3

2) хлорида железа (III) FeCl3

3) роданида калия КSCN, по сравнению с их концентрациями при установлении первоначального равновесия?

Результаты наблюдения занести в таблицу 6.1.

Таблица 6.1

Результаты опыта №1

№ пробирок	Содержание пробирок	Цвет раствора	Направление смещения равновесия	Заключение об изменении концентрации компонентов
				FeCl3	KSCN	Fe(SCN)3	KCl
1	конр.р-р
2	к.р.+FeCl3
3	к.р.+КSCN
4	к.р.+KCl

Написать выражение константы равновесия. Объяснить влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия.

б) Налить половину пробирки дистиллированной воды, добавить 2-3 капли гидроксида аммония NH4OH и 2 капли фенолфталеина. Раствор перемешать. Отметить цвет раствора. Наличие, каких ионов придает раствору окрашивание?

Написать выражение константы диссоциации слабого электролита NH4OH.

Разлить содержимое на две части. Первую пробирку оставить в качестве эталона, а к содержимому второй пробирки добавить несколько кристалликов хлорида аммония NH4Cl. Отметить изменение цвета раствора. Написать уравнение диссоциации NH4Cl. За счет каких ионов происходит смещение равновесия в данной системе, в каком направлении?

Опыт 2. Влияние температуры на состояние

химического равновесия

При взаимодействии йода с крахмалом образуется йод-крахмальное соединение сложного состава, имеющее синюю окраску. Реакция сопровождается выделением тепла. Равновесие данной системы можно условно представить схемой:

йод + крахмал [йод – крахмал], Н0<0

В пробирку налейте 10 капель дистиллированной воды, 2-3 капли раствора йода и добавьте 2-3 капли крахмала. Отметьте появление синей окраски. Пробирку нагрейте до кипения. Наблюдайте изменение окраски раствора. Затем пробирку охладите водой из-под крана. Наблюдайте вновь появление синей окраски.

В каком направлении смещается равновесие этой системы при нагревании и при охлаждении?

Лабораторная работа №3(2)

Скорость химических реакций

Химические реакции протекают с различными скоростями. Скорость и механизм химических превращений изучает особый раздел химии - химическая кинетика. Знание законов химической кинетики имеет большое научное и практическое значение.

Химические реакции могут протекать в однородных системах, состоящих из одной фазы, и неоднородных, состоящих из нескольких фаз.

Системой в химии принято называть вещество или совокупность веществ, физически ограниченных от внешней среды.

Фаза - однородная часть системы, обладающая на всем протяжении одинаковыми свойствами и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Система, состоящая из одной фазы, называется гомогенной (газовая смесь - воздух, смесь воды и спирта).

Реакция, протекающая в такой системе, называется гомогенной.

Система, состоящая из нескольких фаз, называется гетерогенной (вода со льдом).

Реакция, протекающая в такой системе, называется гетерогенной.

В гомогенной системе реакция идет во всем объеме этой системы. Например, при сливании растворов серной кислоты и гидроксида натрия реакция идет во всем объеме раствора:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.

В гетерогенных системах реакция протекает только на поверхности раздела фаз, образующих систему. Например, растворение металла в кислоте протекает на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом реагирующие вещества:

Zn + 2НСl = ZnCl2 + Н2.

В связи с этим скорость гомогенной и гетерогенной реакции определяются различно.

Скорость гетерогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз.

Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

Если реакции в гомогенной системе протекают при постоянном объеме, то ее скорость может быть определена через изменение концентрации реагирующих веществ за единицу времени.

Для вещества, вступающего в реакцию, это определение может быть выражено уравнением:

n = C / , моль/л * сек

а для образующегося вещества

n = C / , моль/л * сек

где C - изменение концентрации вещества за время , моль/л.

Знаки в правой части этих уравнений различны, так как в ходе реакции концентрации исходных веществ убывают (C < 0), а для образующихся продуктов – возрастают (C > 0).

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализатора.

В тех случаях, когда при протекании реакции необходимо столкновение двух реагирующих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс:

при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.

Например, если реакция протекает по уравнению:

2NOгаз + O2 газ = 2NO2 газ .

то выражение закона действия масс запишется следующим образом:

V= К [NO]2 * [О2],

где V - скорость реакции,

К - константа скорости.

Величина константы скорости К зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и от присутствия катализатора, но не зависит от концентрации веществ.

В случае гетерогенных реакций в уравнении закона действия масс входит концентрация только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно представляет собой постоянную величину и поэтому входит в константу скорости.

Например, для реакции горения угля

C тв + O2 газ = CO2 газ,

закон действия масс пишется так:

V = К * [O2].

Зависимость скорости химической реакции от температуры подчиняется эмпирическому закону Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10С скорость химических реакции, увеличивается примерно в 2-4 раза

,

где - температурный коэффициент скорости реакции, значение которого лежит в пределах 2-4; - скорость реакции при температуре t2 0C; - cкорость реакции при температуре t1 0C.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Реакция взаимодействия тиосульфата натрия Na2S2O3 с серной кислотой H2SO4 протекает по уравнению:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4+ S +SO2 + H2O.

Проделать качественный опыт, для этого внести в пробирку 3-5 капель 1н раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 и 2-3 капли 2н раствора серной кислоты H2SO4. Отметить появления опалесценции (слабого свечения) и дальнейшее помутнение раствора от выпадающей в осадок свободной серы.

После данного и последующего опыта следует немедленно мыть пробирки!

Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие конические пробирки внести:

в первую: 4 капли раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды;

во вторую: 8 капель раствора тиосульфата натрия и 4 капель воды;

в третью: 12 капель раствора тиосульфата натрия.

Содержимое пробирок перемешать стеклянными палочками.

Таким образом, в одинаковых объемах полученных растворов будет содержаться различное число молей тиосульфата натрия:

1С моль - количество молей тиосульфата натрия Na2S2O3 в пробирке №1,

2С моль-количество молей тиосульфата натрия Na2S2O3 в пробирке №2,

3С моль- количество молей тиосульфата натрия Na2S2O3 в пробирке №3

В пробирку №1 добавить одну каплю раствора серной кислоты, раствор перемешать стеклянной палочкой, чтобы реакция шла по всему объему раствора. По секундомеру или секундной стрелке наручных часов измерить время от момента добавления кислоты до появления в растворе первоначального помутнения. Аналогичный опыт проделать в пробирке №2, затем в пробирке №3.

Данные опытов занести в таблицу 5.1:

Таблица 5.1

Результаты опыта №1

Пробирки	Число капель 1н р-ра Na2S2O3	Число капель воды	Число капель серной кислоты	Условн. коцентр Na2S2O3 в молях	Время течения реакции t, сек	Скорость реакции 1/t в усл. ед.(tc)
1	4	8	1	C
2	8	4	1	2C
3	12	0	1	3C

На миллиметровой бумаге начертить график зависимости скорости (V) реакции от концентрации реагирующих веществ (C): на оси абсцисс в произвольном масштабе отложить значения условных концентрации тиосульфата натрия, на оси ординат - значения скорости реакции в условных единицах.

Сделать вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Опыт 2. Влияние температуры

на скорость химической реакции

Взять 2 пробирки. В одну из них поместить 5 капель тиосульфата натрия Na2S2O3, а в другую - 5 капель серной кислоты H2SO4. Обе пробирки поместить в стакан с водой при комнатной температуре.

Спустя 5 минут раствор серной кислоты прилить к раствору тиосульфата натрия. Определить время до начала помутнения.

Повторить опыт, но пробирки выдержать 5 минут в стакане с горячей водой (45-50C), предварительно измерив ее температуру. Определить время до начала помутнения.

Понизив температуру горячей воды (25-30C), проделать аналогичные действия с растворами в третьей паре пробирок.

Результаты наблюдений занести в таблицу 5.2.

Таблица 5.2

Результаты опыта №2

№ опы-та	Число капель Na2S2O3	Число капель H2SO4	Темпера-тура реак-ции, оС	Время до появления мути, ,сек	Скорость реакции в усл. ед.V=1/
1
2
3

По результатам опыта начертить график зависимости скорости реакции (V) от температуры. По оси абсцисс отложить температуру в оС, а по оси ординат - соответствующие им скорости (в усл.ед.)

Сформулировать зависимость скорости реакции от температуры.

Опыт 3. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе

Взять 2 небольших и по возможности одинаковых кусочка мела CaCO3. Один из них положить на фильтровальную бумагу и стеклянной палочкой измельчить его в порошок. Полученный порошок поместить в пробирку. Второй кусочек мела целиком опустить в другую пробирку. В обе пробирки одновременно добавить 15 капель хлорводородной кислоты HCl. Отметить время полного растворения мела в каждом случае.

Написать уравнение соответствующей реакции.

Почему скорость растворения мела в этих случаях различна?

PAGE 7

Обратимые и необратимые реакции