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. · С ²_НСl, обратная v _обр= К_обр. · .

 

Химическое равновесие

 

Итак, химические реакции могут проходить как в прямом, так и в обратном направлении. Такие реакции называются обратимыми. В том случае, когда состав системы с течением времени не изменяется, состояние такой химической системы называют химическим равновесием. В этом состоянии противоположно направленные реакции имеют одинаковые скорости. Следовательно, химическое равновесие является динамическим (подвижным).

Следовательно, при равенстве скоростей прямой и обратной реакции (v _пр = v _обр) наступает химическое равновесие. Например, для реакции

Н₂ +Сl₂ ⇆ 2Н Сl v _пр = К_пр. · v _обр. = К_{обр .} ×

В состоянии равновесия v _пр = v _обр. При равенстве левых частей уравнения приравниваются и правые части К_пр × × = К_обр = К _обр ×

Количественно химическое равновесие характеризуется константой равновесия (К_{р .}) Выражение для константы химического равновесия является выражениями закона действия масс одновременно для прямой и обратной реакции. Константа равновесия есть отношение констант скоростей реакции при данной температуре.

Для реакции 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О при равновесии . Если разделить каждую часть равенства на произведение , то получим

.

 

Это отношение носит название константы равновесия и обозначается К_р, Константу равновесия можно определить как отношение констант скоростей прямой и обратной реакций или какотношение произведения концентрации продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов на произведение концентрации исходных веществ в степени их стехиометрических коэффициентов .

Константа равновесия зависит от природы веществ и температуры, но не зависит от концентрации.

Однако состояние химического равновесия, в котором находится любая система, сохраняется до тех пор, пока не изменяются внешние условия. В этом случае прямая и обратная реакции меняются не одинаково, и система уже не будет находиться в состоянии равновесия, происходит смещение химического равновесия. Закономерности, которые отмечаются при смещении химического равновесия, качественно описываются принципом Ле Шателье (1884 г.).

Принцип Ле Шателье: при всяком внешнем воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия.

Поэтому при увеличении концентрации одного из веществ, составляющих систему, происходит стремление к усиленному расходу именно этого вещества и равновесие уменьшается в сторону снижения концентрации. Например, при повышении концентрации кислорода или водорода равновесие реакции 2Н_2(г) + О_2(г) ⇆ 2Н₂О_(п) сместится в сторону образования воды.

При изменении давления происходит изменение объема в процессе химической реакции. Следовательно, при увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением числа молекул, и, наоборот, понижение давления вызывает смещения равновесия в сторону реакции с увеличением числа молекул. Например, в реакции 2Н₂ + О₂ ⇄ 2Н₂О увеличение давления ведет к смещению равновесия в сторону образования воды.

При повышении температуры ускоряются прямая и обратная реакции, но в большей мере ускоряются эндотермические, поэтому равновесие смещается в направлении эндотермического процесса. Например, реакция 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О в прямом направлении протекает с выделением тепла (D Н < О, Q > О), а в обратном направлении – с поглощением тепла (D Н > О, Q <О). При увеличении температуры равновесие может сместиться в сторону образования водорода и кислорода при разложении воды, т.е. в сторону эндотермической реакции.

 

Реактивы и оборудование

В работе используют:

§ 0,2 М; 0,3 М; 0,5 М; 1,0 М растворы тиосульфата натрия (Nа₂S₂О₃);

§ раствор, содержащий 1мас.ч. серной кислоты (Н₂SО₄): 200 мас.ч. Н₂О;

§ 0,005М; 1,0 М растворы хлорида железа (FеСl₃);

§ 0,005М; 1,0 М растворы роданида аммония (NН₄ СNS);

§ Хлорид аммония или натрия (кристаллический);

§ Фотоэлектроколориметр типа КФК-3.

 

Экспериментальная часть