Задача 350.
Реакция СО + С1 2 ⇔ СОС1 2 протекает в закрытом сосуде при постоянной температуре; исходные вещества взяты в эквивалентных количествах. К моменту наступления равновесия остается 50% начального количества СО. Определить давление равновесной газовой смеси, если первоначальное давление равнялось 100 кПа (750 мм рт. ст.).
Решение:
Уравнение реакции имеет вид:

СО + С1 2 ⇔ СОС1 2

По условию задачи в реакцию вступило 50% СО. Из уравнения реакции следует, что из 1 моля СО и 1 моля С1 2 образуется 1 моль СОС1 2 . Следовательно, из 0,5 моль СО и 0,5 моль С1 2 образовалось тоже 0,5 молей СОС1 2 . Учитывая, что вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах, значит, в 1л реакционной смеси содержится 2 моля исходных веществ (СО и С1 2), половина из которых прореагировало с образованием 0,5 молей СОС1 2 .

Таким образом, количество системы уменьшилось на 0,5 молей и составило после протекания реакции 1,5 молей (2 – 0,5 = 1,5). Следовательно, давление равновесной газовой смеси определится из пропорции:

2: 1,5 = 100: х ; х = (1,5 . 100)/2 = 75 кПа.

Ответ: 75кПа.

Задача 351.
В закрытом сосуде установилось равновесие: СО 2(г.) + Н 2(г.) ⇔ СО (г.) + +Н 2 О (г.) ; константа равновесия равна единице. Определить: а) сколько процентов СО 2 подвергнется превращению в СО при данной температуре, если смешать 1 моль СО 2 и 5 молей Н 2 ? б) в каких объемных соотношениях были смешаны СО 2 и Н 2 , если к моменту наступления равновесия в реакцию вступило 90% первоначального количества водорода?
Решение:
а) Уравнение реакции имеет вид

СО 2(г.) + Н 2(г.) ⇔ СО (г.) + +Н 2 О (г.)

Из уравнения следует, что из 1 моля СО 2 и 1 моля Н 2 образуется по 1 молю СО и Н 2 О.

Обозначим равновесную концентрацию СО и Н 2 О через х, тогда = . Таким образом, равновесные концентрации СО 2 и Н 2 будут составлять, соответственно, (1 – х ) и (5 – х )моль/л, а СО и Н 2 О – по х моль/л. Подставим эти значения в выражение константы равновесия реакции:

Таким образом, 83,3% СО 2 подвергнется разложению в СО, учитывая, что = 1 моль/л.

б) Находим количество Н2, которое вступило в реакцию: 5 . 0,9 = 4,5 моль/л. Остаток количества СО2 и Н2 одинаков и будет составлять 0,5 моль/л (5 – 4,5 = 0,5). Тогда объёмные соотношения СО 2 и Н 2 , к моменту наступления равновесия, составляют:

V(H 2) : V(CO 2) = 4,5: 0,5 = 9: 1 .

Ответ : а) 83,3%; б) 9:1.

Задача 352.
При состоянии равновесия в системе:

N 2(г) + 3H 2(г) ⇔ 2NН 3(г) ; = -92,4 кДж

концентрации участвующих веществ равны: = 3 моль/л; = 9 моль/л; = 4 моль/л. Определить: а) исходные концентрации Н 2 и N 2 б) в каком направлении сместится равновесие с ростом температуры? в) в каком направлении сместится равновесие, если уменьшить объем реакционного сосуда?
Решение:
а) Для нахождения исходных концентраций веществ N 2 и Н 2 учтём, что, согласно уравнению реакции из 1 моля N2 и 3 молей Н 2 образуется 2 моля NH 3 . Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 4 моля NH3, то при этом было израсходовано 1/2 . 4 = 2 моля N2 и 3/4 . 4 = 6 молей Н 2 . Таким образом, искомые исходные концентрации N 2 и Н 2 равны:

0 = 3 + 2 = 5 моль/л;
0 = 6 + 3 = 9 моль/л.

б) Из уравнения реакции следует, что данная реакция экзотермическая, т.е. протекает с выделением теплоты. Поэтому при повышении температуры в экзотермической системе, согласно принципу Ле Шателье, равновесие системы сместится в сторону уменьшения действия температуры, т.е. влево.

в) Реакция протекает с уменьшением числа молей газообразных веществ, т.е. с уменьшением объёма и, соответственно, с уменьшением давления в системе. Поэтому при уменьшении объёма реакционного сосуда равновесие системы сместится в сторону образования аммиака, вправо, т.е. согласно принципу Ле Шателье, в сторону уменьшения действия (повышения давления при уменьшении объёма реакционного сосуда).

Ответ: а) 0 = 5 моль/л, 0 = 6 + 3 = 9 моль/л; б) влево; в) вправо.

Задача 353.
Константа равновесия реакции FeO (к) + CO (г) ⇔ Fe (к) + CO 2(г) , при некоторой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации СО и СО 2 , если начальные концентрации этих веществ составляли: [СО] = 0,05 моль/л, [СО 2 ] = 0,01 моль/л.
Решение:
Для нахождения равновесных концентраций веществ учтем, что, согласно уравнению реакции из 1 моля СО образуется 1 моль СО 2 . Обозначим количество, прореагировавшего вещества СО за x моль. Учитывая, что моль СО 2 образуется при реакции, то при этом равновесная концентрация СО будет равна (0,05 – х )моль/л, а СО 2 – (0,01 + х) моль/л.

Таким образом, подставив в выражение константы равновесия реакции эти концентрации, найдём значение:

Отсюда искомые равновесные концентрации веществ равны:

[СО] равн. = 0,05 – 0,01 = 0,04 моль/л;
[СО 2 ] равн. = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л.

Ответ: [СО] = 04 моль/л; [СО 2 ] = 0,02 моль/л.

Задача 354.
Равновесие в системе H 2(г) + I 2(г) ⇔ 2HI (г) установилось пи следующих концентрациях: = 0,025 моль/л; = 0,005 моль/л; = 0,09 моль/л. Определить исходные концентрации йода и водорода.
Решение:
Для нахождения исходных концентраций йода и водорода учтём, что согласно уравнению реакции, из 1 моля йода и 1 моля водорода образуется 2 моля йодоводорода. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,09 молей вещества HI, то при этом было затрачено 0,045 (0,09/2 = 0?045) молей H 2 и, соответственно 0,045 молей I 2.

Отсюда находим исходные концентрации водорода и йода:

Исх. = 0,005 + 0,045 = 0.0 5моль/л;
исх. =.0,025 + 0,045 = 0,07 моль/л.

Ответ: исх. = 0,07 моль/л; исх. = 0.05 моль/л.

Задача 355.
При некоторой температуре равновесие в системе 2NO 2 ⇔ 2NO + O 2 установилось при следующих концентрациях: = 0,006 моль/л; = 0,024 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию NO 2 .
Решение:
Константа равновесия данной реакции выражается уравнением:

Учитывая, что равновесная концентрация О 2 будет составлять 1/2 концентрации NO, т.е. 0,012 моль/л (0,024/2 = 0,012), рассчитаем константу равновесия:

Для нахождения исходной концентрации NO 2 учтём, что согласно уравнению реакции из 1 моля NO 2 образуется 1 моль NO. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,024 моля NO, то при этом было израсходовано 0,024 моля NO 2 .

Таким образом, искомая исходная концентрация NO равна:

Исх. = 0,006 + 0,024 = 0,03 моль/л.

Ответ: К = 0,192; исх. = 0,03 моль/л.

Продолжение. См. 21, 22, 23/2003

2. Закономерности течения химических реакций

2.1. Скорость химической реакции

Вычисление скорости химической реакции.
(Алгоритм 14.)

Задача . Вычислите среднюю скорость химической реакции, если через 20 с от начала реакции концентрация веществ составляла 0,05 моль/л, а через 40 с – 0,04 моль/л.

Зависимость скорости химической реакции
от концентрации реагентов.
(Алгоритм 15.)

Задача . Как изменится скорость химической реакции

2СО + О 2 2СО 2 ,

если уменьшить объем газовой смеси в 2 раза?

Зависимость скорости реакции от температуры
(Алгоритм 16.)

Задача . Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 300 до 350 °С, если температурный коэффициент равен 2?

Задачи для самоконтроля

1. Как изменится скорость реакции

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3 ,

если давление системы увеличить в 5 раз?

Ответ. Увеличится в 125 раз.

2. Скорость реакции при охлаждении от 80 до 60 °С уменьшилась в 4 раза. Найти температурный коэффициент скорости реакции.

3. Реакция при 50 °С протекает за 2 мин 15 с. За какое время закончится эта реакция
при t = 70 °C, если температурный коэффициент равен 3?

Ответ. 15 с.

2.2. Термохимические уравнения

В термохимических уравнениях в отличие от химических указывается тепловой эффект химической реакции и между левой и правой частями уравнения принято ставить знак равенства (=).
Тепловой эффект Q измеряется в килоджоулях (кДж), в случае экзотермических реакций он положителен, а в случае эндотермических реакций отрицателен.
Энтальпия () – величина, характеризующая внутреннюю энергию вещества, обратная по знаку тепловому эффекту, имеет размерность кДж на моль (кДж/моль).
Две возможные формы записи термохимического уравнения:

2Н 2 (г.) + О 2 (г.) = 2Н 2 О (г.) + 483,6 кДж

Н 2 (г.) + 1/2О 2 (г.) = Н 2 О (г.), = –241,8 кДж/моль.

Закон Гесса: тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ:

При химической реакции теплота выделяется или поглощается. Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими реакциями, а сопровождающиеся поглощением теплоты – эндотермическими.

Вычисление теплового эффекта реакции
по известному термохимическому уравнению.
(Алгоритм 17.)

Задача . По термохимическому уравнению

N 2 (г.) + О 2 (г.) = 2NО (г.) – 180,7 кДж

вычислите, сколько поглотится теплоты при вступлении в реакцию 5,6 л азота (н. у.).

Составление термохимического уравнения.
(Алгоритм 18.)

Задача . При сжигании 3 г магния выделилось 75,15 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение реакции горения магния.

Вычисление теплоты сгорания вещества. (Алгоритм 19.)

Задача . По термохимическому уравнению реакции

2СО (г.) + О 2 (г.) = 2СО 2 (г.) + 566,5 кДж

вычислите теплоту сгорания оксида углерода(II).

Вычисление теплоты образования вещества.
(Алгоритм 20.)

Задача . При сжигании 93 г белого фосфора выделилось 2322 кДж теплоты. Рассчитайте теплоту образования оксида фосфора(V).

Вычисление теплового эффекта реакции по закону Гесса.
(Алгоритм 21.)

Задача . Вычислите тепловой эффект реакции

Fe 2 O 3 + 2Al Al 2 O 3 + 2Fe,

если теплота образования оксида железа(III) составляет +821,5 кДж/моль, а теплота образования оксида алюминия +1675,7 кДж/моль (теплота образования простого вещества равна нулю).

Задания для самоконтроля

1. Составьте термохимическое уравнение реакции разложения карбоната кальция, если при разложении 40 г карбоната кальция поглощается 70,8 кДж теплоты.

Ответ. CaCO 3 = CaO + CO 2 – 177 кДж/моль.

2. Сколько теплоты выделится при полном сгорании 1 м 3 смеси, состоящей из 30% (по объему) этилена и 70% ацетилена, если при сгорании 1 моль этих веществ выделяется соответственно 1400 и 1305 кДж?

Ответ. 59 531 кДж.

3. Вычислите теплоту сгорания ацетилена С 2 Н 2 , если теплота образования углекислого газа 393,5 кДж/моль, водяного пара – 242 кДж/моль, ацетилена – 226,8 кДж/моль.

Ответ. 1604,4 кДж.

2.3. Химическое равновесие

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяется температура, давление или концентрация), то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет это воздействие.

Влияние температуры

а) А + В С + Q . При экзотермической реакции увеличение температуры приводит к тому, что скорость обратной реакции обр становится больше скорости прямой реакции пр, т. е. обр > пр.

б) А + В С – Q . При эндотермической реакции увеличение температуры приводит к тому, что обр < пр.

Влияние давления (для газов)

Увеличение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, ведущей к образованию меньшего числа молекул.

Увеличение давления пр > обр.

Влияние концентрации реагентов

а) Увеличение концентрации исходных веществ приводит к росту скорости прямой реакции: пр > обр.

б) Увеличение концентрации продуктов реакции пр < обр .

Влияние катализатора

Катализатор не смещает химическое равновесие, а только ускоряет его достижение.
Константа равновесия К для реакции а А + b В c C + d D равна:

где [A], [B], [С], [D] – равновесные концентрации веществ в моль/л;
а, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Равновесная концентрация: с равн = с исх – с прореагир.
Исходная концентрация: сисх = сравн + спрореагир .

Использование принципа Ле Шателье.
(Алгоритм 22.)

Задание . При определенных условиях реакция хлороводорода с кислородом является обратимой:

4НСl (г.) + O 2 (г.) 2Сl 2 (г.) + Н 2 O (г.), = –116,4 кДж.

Какое влияние на равновесное состояние системы окажут:

а) увеличение давления;
б) повышение температуры;
в) увеличение концентрации кислорода;
г) введение катализатора?

Вычисление константы равновесия реакции.
(Алгоритм 23.)

Задача . Вычислите константу равновесия для реакции

СО 2 + Н 2 СО + Н 2 О,

если равновесная концентрация углекислого газа равна 0,02 моль/л, водорода – 0,005 моль/л, а угарного газа и воды – по 0,01 моль/л.

1. увеличить концентрацию ионов водорода

2. увеличить давление

3. увеличить концентрацию ионов цинка

4. повысить температуру

Выберите ответ, в котором понижение давления сместит равновесие системы в сторону исходных веществ:

1. FeO (тв) + CO (г) ↔ Fe (тв) + CO2 (г)

2. 2SO2 (г) + O2 (г) ↔ 2SO3 (г)

3. 2CO2 (г) ↔ 2CO (г) + O2(г)

4. H2 (г) + Br2 (г) ↔ 2HBr (г)

Коэффициент перед формулой продукта восстановления в уравнении химической реакции, схема которой KCrO2 + Cl2 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O, равен:

Простое вещество X, имеющее бело-серебристый цвет и высокую тепло-электропроводность, реагирует при нагревании с простым веществом Y. Полученное при этом твёрдое вещество растворяется в кислотах с образованием газа Z (н.у.), относительная плотность которого по водороду 17. Веществами X, Y и Z могут быть соответственно:

1. Mg, Mg3P2, CO2

2. Cu, CuCl2, H2

3. Zn, P, PH3

4. Ca, H2, H2

Избыток белого фосфора сгорает согласно термохимическому уравнению Р4(т) + 3О2(г) → Р4О6(т) + 1505 кДж. Подожгли белый фосфор массой 3,72 г. Если выход продукта реакции составляет 80%, то количество теплоты в кДж, выделяющееся в результате реакции, равно:

1. 180,6

2. 36,12

3. 144,48

4. 45,15

В закрытой склянке (объём не меняется) протекает химическая реакция 2А (г) + 3В (г) ↔ 3С (г). Известно, что в начале реакции концентрация вещества С составляла 0 моль/дм3. Через 26 минут после начала реакции концентрация С составила 0,54 моль/дм3. Средняя скорость в моль/дм3∙с расхода вещества А за это время равна:

1. 0,014

2. 2,31∙10(-4)

3. 3,5∙10(-4)

Укажите схемы реакций, в которых изменение давления НЕ приведёт к смещению равновесия: а) CO2(г) + С(тв) ↔ СО(г); б) NH3(г) ↔ N2(г) + H2(г); в) F2(г) + Н2(г) ↔ HF(г); г) N2(г) + О2(г) ↔ NO(г);

Дана схема превращений Cu (→X) Cu(NO3)2 (→Y) CuS (→Z) CuSO4. Первая реакция относится к реакциям замещения, вторая и третья – обмена. Укажите зашифрованные вещества соответственно:

1. нитрат ртути (II), сероводород, серная кислота

2. нитрат ртути (II), сульфид калия, серная кислота

3. азотная кислота, сероводород, сульфат калия

4. оксид азота (IV), сульфид калия, оксид серы (VI)

В равновесной системе протекает обратимая реакция 2CO + O2 ↔ 2CO2. При уменьшении давления в 3 раза при постоянной температуре в равновесной системе:

1. скорость прямой реакции увеличится

2. равновесие сместится вправо

3. скорость обеих реакций уменьшится

4. равновесие не будет смещаться

Дана схема превращений: KI (→Br2) X (→ Zn) Y. Вещество Y реагирует с: а) NaNO3; б) Mg; в) NaOH; г) Cu.

Процессу восстановления серы соответствуют схемы превращений: а) S → Na2S; б) SO3 → SO2; в) SO3(2-) → SO2; г) S → SO2.

Скорость коррозии цинкового ведра на воздухе менее всего зависит от: а) влажности; б) температуры; в) присутствия Ar; г) содержания SO2.

В закрытом сосуде постоянного объёма протекает обратимая химическая реакция H2 + Cl2 ↔2HCl + Q. Скорость реакции увеличится при:

1. повышении давления и температуры

2. понижении температуры

3. уменьшении концентрации водорода и понижении температуры

4. уменьшении концентрации HCl и понижении температуры

Горючий газ и водный раствор вещества, в котором лакмус становится синим, образуются при взаимодействии:

1. оксида калия и воды

2. натрия и воды

3. соляной кислоты и карбоната кальция

4. магния и бромоводородной кислоты

1. 1д, 2б, 3г

2. 1д, 2а, 3г

3. 1а, 2в, 3б

4. 1а, 2а, 3б

Дивинил химическим количеством 4 моль поместили в сосуд объёмом 8 дм3 и подвергли полимеризации. Укажите молярную концентрацию (моль/дм3) дивинила через 15 с после начала реакции, если скорость расхода дивинила составляет 0,02 моль/дм3∙с:

Схемы реакций, которые являются и реакциями соединения и окислительно-восстановительными: а) Zn(OH)2 + NaOH → Na2; б) CaO + SO2 → CaSO3; в) Cu(NO3)2 → CuO + NO2 + O2; г) K + H2O → KOH + H2; д) SO2 + O2 + H2O → H2SO4; е) PH3 + O2 → H3PO4.

1. а, б, в, е

2. в, г, д

1 урок

I. Организационный этап.

II. Актуализация знаний.

Выполнить тестовое задание (для всего класса)

1. К эндотермическим реакциям относится взаимодействие

1)азота с кислородом

2)азота с водородом

3)кислорода и водорода

4)воды и оксида натрия

2. К экзотермическим процессам относится взаимодействие

1)азота с кислородом

2)углерода с углекислым газом

3)воды с углеродом

4)пропена с бромом

3. Теплота образования хлороводорода из простых веществ равна 92 кДж/моль. Количество теплоты, выделившейся при образовангии 146 г хлороводорода, равно:

1)92 кДж

2) 184 кДж

3)18,4 кДж

4) 368 кДж

4. Согласно термохимическому уравнению реакции

NaOH + HCl = H2O + NaCl + 57 кДж

При нейтрализации 4 г едкого натра соляной кислотой выделится энергия количеством (кДж)

1)57

2)570

3)5,7

4)0,57

5.Тепловой эффект реакции полного сгорания ацетилена в кислороде равен +2596 кДж. Количество теплоты, соответствующее сгоранию 2л (н.у.) этого газа составляет

1)29

2)58

3)116

4)232

Ответы:

Выполнить индивидуальные задания (по дидактическим материалам)

III. Изучение нового материала .

Тема урока проецируется на экран.

Сегодня на уроке мы продолжим изучение темы «Химические реакции» и познакомимся с понятием «скорость реакции».

В курсе физики и математики вы сталкивались с термином «скорость», что он означал, в каких единицах измерения рассчитывался?

В химии тоже есть такое понятие, но оно характеризует химические процессы.

С этими процессами вы сталкивались, но, порой, не задумывались об этом: почему продукты питания портятся (многие быстро), зачем их помещают в холодильник, как быстро сгорает топливо в авто, а коррозия продолжается годы (но зимой этот процесс гораздо интенсивнее)?!

Усвоив материал урока, вы сможете ответить на данные вопросы, выявите, какие факторы влияют на эти процессы.

Так что же такое скорость реакции?

В чем заключается сущность протекания химической реакции? По каким признакам мы судим о протекании реакции?

Итак, скорость реакции - величина, характеризующая интенсивность реакции, выраженная количественно.

1. Обозначается- Vр-ии

2. Формула:

а) гомогенные реакции:

∆C/∆t (моль/л∙с)

∆С=∆n/ V= С2-С1/t2-t1

б) гетерогенные реакции:

∆n/∆t∙S (моль/с∙м2)

Знак + в уравнении ставится,если с- концентрация продукта реакции, а знак -, если С - концентрация исходного вещества.

Решить задачу:

В некоторый момент времени концентрация хлора в сосуде, в котором протекает реакция H2+Cl2 = 2HCl, была равна 0,06 моль/л. Через 5 секунд концентрация хлора составила 0,02 моль/л. Чему равна скорость данной реакции в указанный промежуток времени?

Решение: (хлор-исходное вещество, его концентрация уменьшается, поэтому в уравнении ставим знак -.

V= - C2-C1/ ∆t =- 0,02-0,06/ 5 = 0,008 моль/л. с

Можете ли вы на основании формул предположить, что возможно влияет на скорость реакции?

Теперь экспериментально выясним факторы, влияющие на скорость реакции.

Сегодня на уроке мы рассмотрим влияние на скорость реакции концентрации реагирующих веществ и температуры.

1.Влияние концентрации (закон действующих масс)-

1867 год- К.Гульдберг, П.Вааге; 1865 год- Н.И. Бекетов. «Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции».

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Vр-ии = k∙C (N2) ∙ C (H2)3 (кинетическое уравнение)

S + O2 = SO2

Vр-ии = k∙C (O2)

k-коэффициент пропорциональности

Закон действующих масс не учитывает концентрации реагирующих веществ, находящихся в твёрдом состоянии, так как они реагируют на поверхности и их концентрации обычно являются постоянными!

По закону действующих масс скорость химической реакции

аА+bB=сС

Может быть вычислена по формуле

V=kcAacBb

Решить задачу:

Как изменится скорость реакции, имеющей кинетическое уравнение: v=kC2ACB

Если:

А) концентрацию вещества B увеличить в 3 раза?

Б) концентрации обоих веществ увеличить в 2 раза?

Решение: Пусть концентрация вещества А равна х, а концентрация вещества В равна y, тогда подставляем данные в кинетические уравнения и решаем:

А) v2/v1 = k x23y/k x2y = 3 (скорость реакции увеличится в 3 раза)

Б)) v2/v1 = k 2x22y/k x2y = 8 (скорость реакции увеличится в 8 раз)

2. Влияние температуры на скорость реакции

Я.Х. Вант-Гофф

«Повышение температуры на каждые 10 ∙С приводит к увеличению скорости реакции в 2-4 раза (эта величина называется температурным коэффициентом)».

vt2 = vt1∙ γt2-t1/10

Решить задачу:

Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 60 градусов, если температурный коэффициент скорости этой реакции равен трем?

Решение: t1=20 0C, t2 = 60 0C, ∆t=60-20=40 0C

v2/v1 = γt2-t1/10 = 3 4 = 81

Ответ: скорость реакции увеличится в 81 раз

IV. Закрепление знаний (работа в группах).

Каждая группа решает по 1-й задаче на применение правила Вант-Гоффа или закона действующих масс. После выполненной работы проецируем на экран образцы решённых задач, чтобы зрительно закрепить ход решения

Задача 1: Как изменится скорость реакции при понижении температуры на 70 градусов, если температурный коэффициент реакции равен двум?

Решение: ∆t= - 70 0С

v2/v1 = γ∆t/10 = 2-7 = 1/128

ответ: скорость реакции уменьшится в 128 раз.

Задача 2: При повышении температуры на 30 0С скорость некоторой реакции увеличивается в 64 раза. Чему равен температурный коэффициент этой реакции?

Решение:

v2/v1= 64; : ∆t= 30 0С

64 = γ30/10 = γ3

Ответ: температурный коэффициент скорости реакции равен 4.

Задача 3:Как изменится скорость реакции синтеза аммиака из простых веществ при увеличении концентрации реагирующих веществ в 3 раза?

Решение: уравнение реакции N2 + 3H2 = 2NH3 (все вещества в газообразном состоянии)

Кинетическое уравнение:

v1= k 3

пусть первоначальные концентрации веществ:

Х =y, тогда v= k x y3

Новые концентрации веществ: =3х =3y,

Тогда v2= k 3x (3y)3= 81 k x y3

v2/v1= 81 k x y3/ k x y3

Ответ: скорость химической реакции увеличивается в 81 раз

VI. Домашнее задание параграф 15, упр. 11 письменно после параграфа

2 урок

I. Организационный этап.

II. Изучение нового материала.

С помощью химического эксперимента мы выявим закономерности изменения скорости химических реакций в зависимости от условий (в тетрадях заранее приготовлена таблица, которую будем заполнять во время объяснения нового материала).

Изучаемый фактор	Используемые вещества	Вывод
Площадь соприкосновения реагирующих веществ	Fe(порошок) + HCL = (V1) Fe(кнопка) + HCL = (V2) V1 > V2	Чем больше площадь соприкосновения, тем выше скорость реакции.
Присутствие некоторых веществ (повторить понятие ферменты!)	H2O2—MnO2→ (V1) H2O2 → (V2) V1 > V2	Катализаторы- ускоряют химические реакции; Ингибиторы- замедляют
Природа реагирующих веществ	Zn + HCL = (V1)Zn + CH3COOH = (V2)V1 > V2	Чем активнее вещество, вступающее в реакцию, тем быстрее идёт реакция.

3.Природа реагирующих веществ:

Если Еа менее 40 кДж/моль, то скорость реакции очень велика. (Все реакции обмена протекают практически мгновенно. Быстро протекают реакции с участием радикалов)

Еа от 40 до 120 кДж/моль - скорость реакции средняя (Например, взаимодействие натрия с этанолом, цинка и соляной кислоты)

Еа более 120 кДж/моль - при комнатной температуре эти реакции практически не протекают (например, гидратация этилена, синтез аммиака из водорода и азота)

4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ:

измельчение твердых веществ

«метод кипящего слоя»

использование катализатора

5. Катализатор

При помощи катализатора можно изменить механизм протекания реакции - «путь реакции», что приводит к увеличению скорости реакции (положительный катализ) или уменьшению (отрицательный катализ или ингибирование)

6. Давление

Если в реакции участвуют газообразные вещества, концентрация которых прямо пропорциональна давлению в системе.

С увеличением давления растет концентрация газообразных веществ и, следовательно, увеличивается скорость реакции

IV. Закрепление знаний

1. На скорость химической реакции между серной кислотой и железом не влияет:

Концентрация кислоты

Измельчение железа

Температура реакционной смеси

Увеличение давления

2. В течение одной минуты выделится больше водорода, если для реакции использовать:

Zn(гранулы) и CH3COOH (10%-й раствор)

Zn(порошок) и HCl (10%-й раствор)

Zn(гранулы) и HCl (10%-й раствор)

Zn(порошок) и CH3COOH (10%-й раствор)

3. Какой из факторов не оказывает влияния на скорость химической реакции в растворах?

Концентрация веществ

Использование катализатора

Использование ингибитора

Объем реакционного сосуда

4. Быстрее при комнатной температуре будет протекать реакция между 10% раствором соляной кислоты и:

Цинком в гранулах

Большим куском цинка

Цинком, покрытым медью

Цинком в порошке

Ответы:

РЕШИТЕ ЗАДАЧУ:

Для реакции:

2NO + O2 = 2NO2

1.Записать выражение закона действующих масс.

2. Скорость этой реакции при 20∙С равна 1 моль/л∙с. Вычислить скорость этой реакции при 60∙С, если температурный коэффициент равен 3.

В этой системе концентрацию оксида азота (II) увеличили от 0,03 до 0,05 моль/л., а концентрацию кислорода - от 0,02 до 0,04 моль/л. Во сколько раз возросла скорость реакции?

V. Рефлексия. Подведение итогов урока

VI. Домашнее задание

Параграф 15 и записи в тетради

Решить задачи:

1. В сосуде объемом 2л протекает реакция

2NO(г) + O2 (г) = 2NO2 (г). В некоторый момент времени количество вещества оксида азота (IV) составляло 0,12 моль. Через 8с оно стало равно 0,36 моль. Чему равна средняя скорость этой реакции?

(ответ: 0,015 моль/л*с)

2. Как изменится скорость реакции при понижении температуры на 70 градусов, если температурный коэффициент равен 2? (ответ: уменьшится в 128 раз)

9. Скорость химической реакции. Химическое равновесие

9.1. Скорость химической реакции: общие положения

Быстроту протекания химической реакции характеризует скорость.

Скорость гомогенной реакции v - это изменение химического количества вещества в единицу времени и в единице объема:

v = ±∆n /(V ∆t ), (9.1)

где Δn - изменение химического количества исходного вещества или продукта реакции; V - объем реакционной системы; Δt - промежуток времени, за которое произошло данное изменение химического количества.

В выражении (9.1) знак минус используется, если скорость реакции рассчитывают по данным для исходных веществ: в этом случае (рис. 9.1) значение Δn < 0, так как n (t 2) < n (t 1), а скорость реакции может быть величиной только положительной. Если скорость определяют по данным для продуктов реакции, то n (t 2) > n (t 1), поэтому Δn > 0, что соответствует знаку плюс в выражении (9.1).

Рис. 9.1. Характер изменения со временем химического количества n или молярной концентрации c для исходных веществ (а ) и продуктов реакции (б )

При неизменном объеме отношение Δn /V равно изменению молярной концентрации Δc , поэтому можно сказать, что скорость гомогенной реакции - это изменение молярной концентрации исходного вещества или продукта реакции за единицу времени:

v = ±∆c /∆t . (9.2)

Очевидно, что выражения (9.1) и (9.2) позволяют рассчитывать не мгновенную скорость реакции (т.е. скорость в данный момент времени), а среднюю скорость за промежуток времени Δt . Отметим также, что при разных значениях стехиометрических коэффициентов для различных исходных веществ или продуктов можно получить разные значения скорости. Например, для реакции, протекающей по уравнению

скорость, рассчитанная по изменению концентрации вещества С, в 3 раза больше скорости, найденной по веществу А, и в 1,5 раза - по веществу В. Другими словами, отношение скоростей пропорционально отношению стехиометрических коэффициентов, что и неудивительно, так как коэффициенты показывают мольные отношения веществ, участвующих в химической реакции.

В качестве примера на рис. 9.2 показано изменение со временем концентраций оксида серы(IV) и кислорода для реакции

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .

Рис. 9.2. Характер изменения молярной концентрации с в реакции 2SO 2 + O 2 = 2SO 3:

1 - для SO 2 ; 2 - для O 2

Из рисунка видно, что за один и тот же промежуток времени Δt изменение концентрации SO 2 существеннее, чем O 2 , поэтому скорость реакции, рассчитанная по данным для оксида серы(IV), будет больше. Чтобы получить одинаковое значение скорости, изменение концентрации делят на стехиометрические коэффициенты. В данном случае

v = – Δ c (SO 2) 2 ⋅ Δ t = – Δ c (O 2) Δ t = Δ c (SO 3) 2 ⋅ Δ t .

Пример 9.1. В замкнутом сосуде протекает реакция, описываемая уравнением

А(г) + В(г) = АВ(г).

Скорость реакции равна 0,05 моль/(дм 3 ⋅ с), начальная концентрация вещества В составляет 1,5 моль/дм 3 . Рассчитайте время (с), через которое концентрация вещества В станет равной 1,0 моль/дм 3 .

Решение. Из формулы (9.2) следует, что

t = Δ c v или t = 1,5 − 1,0 0,10 = 5 (с).

Ответ : 5 с.

Пример 9.2. В замкнутом сосуде объемом 2,5 дм 3 со скоростью 0,05 моль/(дм 3 ⋅ с) протекает гомогенная реакция А + В = АВ.

Найдите массу образовавшегося через 40 с вещества АВ, если его молярная масса равна 64 г/моль.

Решение. Из формулы (9.1) следует:

Δn = vV Δt = 0,05 ⋅ 2,5 ⋅ 40 = 5 (моль),

m (AB) = Δn (AB) ⋅ M (AB) = 5 ⋅ 64 = 320 (г).

Ответ : 320 г.

Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз: тв–тв, тв–ж, ж–г, тв–г, поэтому под скоростью гетерогенной реакции понимается изменение химического количества реагента или продукта в единицу времени на единице площади межфазной поверхности S м.п:

v = ± Δ n Δ t ⋅ S м. п.

Например, в случае реакции CaO (тв) + CO 2 (г) = CaCO 3 (тв) S м.п - это площадь поверхностного слоя оксида кальция.

Как правило, со временем скорость химической реакции уменьшается, так как при этом реагирующие вещества расходуются и их концентрация уменьшается.

На скорость химической реакции также влияют:

1) природа реагирующих веществ : например, магний реагирует с водой медленно, а литий - быстро. Решающее значение имеет прочность связи в молекулах реагирующих веществ: медленно протекают реакции с участием азота, ибо прочность связи в молекуле N 2 очень большая;

2) концентрация реагирующих веществ : чем больше концентрация, тем чаще частицы сталкиваются между собой, тем выше скорость реакции.

Скорость одностадийной (т.е. протекающей в одну стадию при непосредственном столкновении указанных в уравнении реакции частиц) гомогенной реакции

а А + b В → продукты

пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень, равную соответствующему стехиометрическому коэффициенту

v = kc a (A)c b (B),

где k - константа скорости реакции, равная скорости при c a (A) · c b (B) = 1;

3) давление : для реакций, протекающих с участием газов, скорость реакции возрастает с увеличением давления (при этом пропорционально возрастает концентрация) и падает, если давление уменьшается (пропорционально уменьшается концентрация);

4) площадь соприкосновения реагирующих веществ (в случае гетерогенных реакций): чем больше площадь соприкосновения реагирующих веществ, тем выше скорость реакции (например, железные опилки быстрее растворяются в соляной кислоте, чем такой же по массе железный гвоздь). Отметим, что скорость гетерогенных реакций не зависит от содержания твердого вещества, а зависит только от концентрации веществ в жидком или газообразном состоянии;

5) воздействие различных видов излучения (ультрафиолетовый свет, γ-лучи), которое приводит к образованию в системе чрезвычайно реакционных способных частиц, содержащих неспаренные электроны. Такие частицы называются свободными радикалами , например
Cl 2 → h v 2Cl (быстро и при комнатной температуре протекает реакция между содержащими неспаренные электроны молекулами NO и O 2);

6) температура : экспериментально установлено, что при повышении температуры на каждые 10 °С скорость реакций (не всех и только при небольшом интервале ΔТ ) возрастает в 2–4 раза (правило Вант-Гоффа). Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 °С, называется (γ). Математически зависимость скорости реакции от температуры задается уравнением

v (T 2) = v (T 1) γ (T 2 − T 1) / 10 .

С ростом температуры возрастает скорость как экзотермических, так и эндотермических реакций

7) катализаторы - вещества, ускоряющие (положительный катализ) или замедляющие (отрицательный катализ) химическую реакцию за счет того, что направляют ее по другому пути, но сами в результате остающиеся без химических изменений. Различают гомогенный и гетерогенный катализ: в первом случае катализатор и реагенты находятся в одной фазе (C 2 H 5 OH → H 2 SO 4 C 2 H 4 + H 2 O), а во втором - в разных
(4NH 3 + 5O 2 → Pt 4NO + 6H 2 O);

8) природа растворителя : в случае реакций, протекающих в растворах: ионные реакции быстрее протекают в более полярных растворителях и растворителях с большим значением диэлектрической проницаемости, поскольку эти факторы способствуют диссоциации электролитов;

9) перемешивание : скорость гетерогенных (но не гомогенных) реакций возрастает при перемешивании, так как это способствует более эффективному отводу продуктов реакции от границы раздела фаз.

Возрастание скорости реакции с ростом температуры обусловлено увеличением числа активных молекул. Дело в том, что далеко не всякое столкновение молекул сопровождается образованием продукта (если бы это было так, то все реакции в газовой фазе или растворах протекали бы мгновенно). Результативным будет столкновение не всех, а только тех молекул, которые в момент столкновения обладают повышенной энергией. Такие молекулы называются активными. Можно сказать, что активными называют молекулы, энергия которых достаточна для того, чтобы столкновение между ними привело к образованию продукта (в реальной химической системе таких молекул сравнительно мало).

Разность между запасом энергии активных молекул и средней энергией молекул в системе реагирующих веществ называется энергией активации. Таким образом, энергия активации - это энергия, которую нужно сообщить реагирующим частицам для того, чтобы они стали активными и их столкновение привело к химической реакции.

Активная молекула по сравнению с обычной может обладать повышенной кинетической энергией, повышенной энергией электронного состояния и др.

Энергию активации можно рассматривать как некий энергетический барьер, препятствующий протеканию реакции. Понятно, что чем больше величина этого барьера, т.е. выше энергия активации, тем меньше скорость химической реакции и наоборот. В обратимых процессах для эндотермических реакций Е а всегда больше, чем для экзотермических, поэтому скорость эндотермических реакций сильнее зависит от температуры. Энергию активации можно сравнить с высотой планки для прыгунов в высоту: меньше высота планки - больше прыгунов преодолевают высоту (скорость реакции больше); при повышении высоты планки число спортсменов, преодолевающих высоту, уменьшается (уменьшается скорость реакции).

Практически с нулевой энергией активации протекают реакции между свободными радикалами или ионами в водном растворе. На энергетических схемах реакции (рис. 9.3) энергию активации Е а показывают с помощью колоколообразной кривой, высота которой равна Е а реакции.

На этих кривых показан тепловой эффект химической реакции Q :

Q = E (реагентов) − E (продуктов).

В данном случае Q > 0.

Рис. 9.3. Энергетическая схема экзотермической реакции

Ускоряющее действие катализатора обусловлено тем, что он снижает энергию активации реакции, направляя ее (реакцию) по другому пути. Отметим, что на тепловой эффект реакции катализатор не влияет. В качестве катализаторов наиболее часто используются некоторые простые вещества (Pt, Pd, Ni, Fe), некоторые оксиды (MnO 2 , V 2 O 5 , Cr 2 O 3 , Al 2 O 3 , CuO), а также смеси указанных веществ. Катализаторы, ускоряющие химические реакции в организмах человека и животных, называются ферментами .

Сущность действия катализатора (при гомогенном катализе) можно показать уравнениями реакций:

А 2 + Кат = 2 А ⋅ Кат (быстро) - стадия 1;

2А ⋅ Кат + В 2 = 2АВ + Кат (быстро) - стадия 2,

и заключается она в том, что катализатор с большой скоростью образует некоторое промежуточное соединение с одним из реагирующих веществ, которое затем также быстро взаимодействует со вторым исходным веществом с образованием продукта реакции. Катализатор в конце процесса выделяется в химически неизменном виде.

Температурная зависимость скорости реакции

Зависимость скорости реакции от температуры обусловлена зависимостью от температуры константы скорости. Характер этой зависимости для v и k совершенно одинаковый был установлен в конце XIX в. голландским химиком Я. Вант-Гоффом.

Математическое выражение правила Вант-Гоффа:

k (T 2) k (T 1) = v (T 2) v (T 1) = γ (T 2 − T 1) / 10 ,

где v (T 1), v (T 2), k (T 1), k (T 2) - скорости и константы скорости соответственно при начальной T 1 и конечной T 2 температуре, выраженной в градусах Кельвина.

Коэффициент γ называют температурным коэффициентом реакции . Он показывает, во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 10 °C:

γ = k (T + 10) k (T) = v (T + 10) v (T) = 2 ÷ 4 .

Чем выше скорость реакции, тем меньше время t ее протекания, т.е. значения v и t связаны обратно пропорциональной зависимостью:

v 2 v 1 = t 1 t 2 .

Правило Вант-Гоффа имеет довольно ограниченное применение. Более точное соотношение между константой скорости и температурой установил в 1889 г. шведский химик С. Аррениус:

k = A ⋅ e − E α / R T ,

где А - постоянный множитель, не зависящий от температуры и концентрации; e - основание натурального логарифма, e = 2,718; E α - энергия активации реакции (величина положительная, выражается в килоджоулях на моль); R - универсальная газовая постоянная, R = 8,31 Дж/(моль · К).

В выражении константы скорости показатель степени e − E a / R T отрицательный, поэтому:

• с повышением температуры константа скорости и скорость реакции возрастают;
• чем больше энергия активации, тем сильнее константа скорости и скорость реакции зависят от температуры.

Сомножитель e − E a / R T пропорционален доле сталкивающихся молекул, способных к химическому превращению, т.е. доле активных молекул. Доля активных молекул сильно зависит от энергии активации и температуры: чем больше энергия активации, тем меньше в системе активных молекул, тем ниже скорость реакции. При обычных условиях реакции с Е а > 120 кДж/моль практически не протекают; очень велика скорость реакций с Е а < 40 кДж/моль.

Доля активных молекул от их общего числа для большинства реакций при обычных условиях мала. Так, даже для очень быстрой реакции водорода с атомами хлора, требующей малой энергиии активации (Е а = = 23 кДж/моль), доля активных молекул при 20 °С (293 К) составляет 2,72 −23 000/(8,31 · 293) ≈ 10 −4 , т.е. только одна из 10 тысяч молекул активная и имеет достаточную энергию для химического превращения.

С повышением температуры доля активных молекул быстро растет, так как температура в уравнении Аррениуса входит в показатель степени. Например, для реакции, протекающей с Е а = 200 кДж/моль, повышение температуры с 298 К до 398 К, т.е. на 100 °К увеличивает долю активных молекул в 10 9 раз.

Как уже отмечалось, энергию активации Е а можно представить как своего рода энергетический барьер на пути протекания реакции. Природа этого энергетического барьера двоякая. Во-первых, для реакции необходимо столкновение реагирующих частиц, чему препятствует отталкивание их электронных оболочек. Этот фактор, очевидно, практически не имеет значения для реакций между противоположно заряженными частицами, поэтому реакции в растворах электролитов имеют малую энергию активации и протекают очень быстро. Во-вторых, происходящая в результате реакции перестройка химических связей и перераспределение электронов (т.е. образование переходного состояния) тоже связаны с затратами энергии.

Энергия активации всегда положительная. На схемах наличие энергетического барьера в виде энергии активации изображают колоколообразной кривой, высота которой пропорциональна энергии активации (рис. 9.4). Напомним, что тепловой эффект химической реакции Q равен разности энергий исходных веществ и продуктов. Для прямого процесса

Q = Е (А + В) − Е (АВ),

для обратного

Q = Е (АВ) − Е (А + В).

Рис. 9.4. Энергетические схемы обратимой реакции А + В ⇄ АВ в случае экзотермического (а ) и эндотермического (б ) прямых процессов

На рис. 9.4 вершина кривой соответствует переходному состоянию (активированному комплексу), которое существует очень короткое время (~ 10 −10 с) и распадается с образованием продуктов реакции. Переходное состояние можно представить как комплекс с очень непрочными связями А⋅⋅⋅В.

Из рис. 9.4 следует:

• энергия активации равна разности энергий переходного состояния и исходных веществ (или продуктов);
• энергия активации обратной и прямой реакций отличается на величину теплового эффекта;
• тепловые эффекты прямой и обратной реакций равны по абсолютной величине, но противоположны по знаку;
• в обратимом процессе энергия активации эндотермической реакции всегда больше энергии активации экзотермической реакции на величину теплового эффекта.

Неравенство значений Е а для экзо- и эндотермических реакций приводит к тому, что влияние температуры на скорость этих реакций также не одинаковое и сильнее выражено для эндотермического процесса (Е а больше). Иными словами, при повышении температуры скорость эндотермической реакции возрастает в большее число раз, чем экзотермической, а при понижении температуры скорость уменьшается также в большее число раз. Такое различие приводит к температурному смещению равновесия в обратимых реакциях в направлении, определяемом принципом Ле Шателье.

Роль катализатора заключается в том, что он уменьшает энергию активации реакции, направляя ее по другому пути за счет образования активированного комплекса с одним из реагентов.

Катализатор может снизить Е а реакции на несколько десятков килоджоуль на моль, а скорость реакции при этом возрастает в сотни тысяч раз. В обратимых процессах катализатор снижает энергию активации как прямой, так и обратной реакции, и в одинаковое число раз (в одинаковой степени), поэтому катализатор не смещает химическое равновесие, не увеличивает выход продукта, а только ускоряет момент наступления равновесия.

При гомогенном катализе схему процесса в присутствии катализатора К (рис. 9.5) можно представить так (с катализатором взаимодействует вещество А):

• А + К → А⋅⋅⋅К (активированный комплекс) → АК, энергия активации E a1 ;
• АК + В → АК⋅⋅⋅В (активированный комплекс) → АВ + К, энергия активации E a2 .

Каждый из этих процессов имеет меньшую энергию активации, чем процесс без участия катализатора.

На рис. 9.5 ∆E a показывает величину, на которую уменьшается энергия активации реакции в присутствии катализатора.

Рис. 9.5. Энергетическая схема хода реакции А + В → АВ:

1 - без катализатора; 2 - в присутствии катализатора

В случае гетерогенного катализа (рис. 9.6) катализатор и реагент находятся в разных агрегатных состояниях и между их фазами имеется граница раздела, например, поверхность твердого катализатора. Именно на ней и осуществляется катализ. При этом молекулы одного из реагентов, например A 2 , адсорбируются на поверхности катализатора К, в результате чего химические связи в этих молекулах ослабляются и они переходят в активное состояние (A 2 *). Быстро реагируя с молекулами другого реагента B 2 , они образуют на поверхности катализатора активные молекулы продукта реакции AB * . Они отрываются от поверхности катализатора, превращаясь в молекулы продукта реакции AB. При этом, как и в случае гомогенного катализа, энергия активации реакции уменьшается, что ведет к увеличению ее скорости.

Рис. 9.6. Схема гетерогенного катализа реакции A 2 + B 2 = 2AB

Отметим, что для одной и той же реакции изменение природы катализатора может существенно повлиять на природу продуктов реакции, например.