Глава 2. Химическая кинетика

Лабораторная работа № 4

Химическая кинетика и химическое равновесие

в гомогенных и гетерогенных системах

Цель работы:

1. Познакомиться с работой фотоколориметра.

2. Определить время протекания химической реакции.

3. Построить кинетическую кривую зависимости концентрации

(C, моль/л) от времени (t, с).

4. Определить графически скорость химической реакции.

5. Научиться работать с калибровочным графиком.

6. Определить влияние концентрации исходных веществ и продуктов реакции на смещение химического равновесия.

7. Сделать выводы по результатам двух опытов.

Теоретическая часть

Химическая кинетика определяет особенности развития процесса во времени, изучает механизм взаимодействия реагентов. Основополагающим понятием в химической кинетике является скорость химических реакций и её зависимость от различных факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры системы, наличия катализатора, степени дисперсности взаимодействующих веществ.

Химические реакции происходят в системах. Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенная система состоит из одной фазы, например, одна фаза – газообразная в уравнении реакции H_2(г) + Cl_2(г)  2HCl_(г). Гетерогенная система состоит из нескольких фаз, например, две фазы – твердая (Zn) и газообразная (Cl₂) в уравнении реакции Zn_(т) + Cl_2(г)  ZnCl_2(т).

При столкновении молекулы попадают в среду взаимного влияния электрических полей, возбуждаемых заряженными частицами молекул (сама молекула не заряжена). Поэтому скорость химического взаимодействия определяется числом столкновений различных молекул в единицу времени. Следовательно, скорость химической реакции (v) определяет уменьшение концентрации реагирующих веществ (ΔС) за отрезок времени (t) т.е.

v . (1)

Влияние концентрации на скорость реакции

Скорость химической реакции определяется вероятностью столкновений молекул, т.е. зависит от концентрации реагирующих веществ. Русский ученый Н.Н. Бекетов (1865 г.) и норвежские ученые К. Гульдберг и П. Вааге (1867 г.) вывели закон действия масс. Закон действия масс является основным законом химической кинетики.

Закон действия масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, при постоянной температуре.

Например, для реакции 2Н_2(г) + О_2(г) ⇄ 2Н₂О_(п) скорость прямой химической реакции (v _пр) зависит от концентрации водорода ( ) и кислорода ( ) и выражается соотношением

v _пр. = ;

Скорость обратной реакции (v _обр.) в соответствии с законом действия масс можно выразить следующим образом:

v _обр. = ,

где К_пр. и К_обр. – коэффициенты пропорциональности, они же являются константами скорости реакции.

Константа скорости реакции не зависит от концентрации, а зависит от природы реагирующих веществ и температуры.

Для гомогенных систем все концентрации взаимодействующих веществ входят в математическое выражение закона действующих масс, как это видно из приведенного примера.

Для гетерогенных систем, например, взаимодействие металла с кислородом 2Zn_(т) + О_2(г) = 2ZnО_(т) в уравнение закона действия масс вводится только концентрация кислорода

v _пр= .

Концентрация металла при данной температуре остается практически постоянной и поэтому может быть введена в величину константы скорости реакции. Если реакция между твердым телом и жидкостью осуществляется в основном в жидкой фазе, тогда в выражение закона действия масс вводится только концентрация вещества, находившегося с начала процесса в жидкой фазе. Концентрация растворяющегося вещества остается при данной температуре постоянной и может быть введена в константу. Например, для реакции

Zn_(т) + 2 НСl_(ж) = ZnСl_2(ж) + Н_2(г) прямая реакция v _пр = К_пр. · С²_НСl, обратная v _обр= К_обр. · .