Химия: Методические указания к лабораторным работам, страница 14

V = k · [A]^a · [B]^b,

где [А] и [В] - концентрация вещества А и В; a и b - их стехиометрические коэффициенты; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости. Сумма показателей степени в этом выражении называется порядком реакции N = a + b.

При повышении температуры скорость реакции увеличивается. В количественном отношении влияние температуры на скорость гомогенных химических реакций может быть выражено приближенно правилом Вант - Гоффа:

Повышение температуры на 10°С увеличивает скорость гомогенных химических реакции в 2-4 раза.

Наиболее общая зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:

ln k = B –      или     k = k₀ · e ^{–Eакт./RT},

где Е_акт. - энергия активации - та энергия, которой должны обладать молекулы в момент столкновения, чтобы быть способными к данному химическому взаимодействию.

Для гетерогенных процессов скорость реакции зависит от величины поверхности раздела между фазами, на которой происходит сама реакция, и пропорциональна площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ.

Под химическим равновесием понимают состояние, когда скорости прямой и обратной реакции равны между собой. Для обратимой реакции

aA + dB D cC + dD

скорость прямой реакции V_пр. = k₁ · [A]^a · [B]^b равна скорости обратной реакции V_обр. = k₂ · [С]^с · [D]^d, т.е. V_пр. = V_обр.. Отсюда,  k₁ · [A]^a · [B]^b = k₂ · [С]^с · [D]^d, а отношение констант скоростей прямой (k₁) и обратной (k₂) реакций называется константой равновесия К:

К =  =  .

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих ве­ществ и не зависит от их концентрации. 

Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением химического равновесия. Оно подчиняется принципу Ле-Шателье:

Если изменить одно из условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия (концентрацию, температуру, давление), то в системе протекают процессы, ослабляющие произведенное изменение.

2. Экспериментальная часть

Опыт № 1. Влияние концентрации на скорость реакции

Зависимость скорости реакции от концентрации исследуется на примере реакции между тиосульфатом натрия Na₂S₂O₃ и серной кислотой H₂SO₄:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + H₂S₂O₃

Образовавшаяся серноватистая кислота неустойчива и распадается по схеме:

Н₂S₂O₃ ® H₂SO₃ + S¯

Сера в начале появляется в мелкодисперсном состоянии, ее можно обнаружить по появлению голубоватой опалесценции – явления рассеивания света на мелкодисперсных частицах.

Таблица 4.1

№ пробирки	Кол-во капель раствора Na2S2O3	Кол-во капель дистил. воды	Кол-во капель раствора H2SO4	Общее число капель в пробирке	Концентрация С, условные ед.	lnC, (условные ед.)	Время течения реакции t, c	Скорость реакции V = С/t, с-1	lnV, (c-1)	Порядок реакции
1	3	12	1	16	1	0
2	6	9	1	16	2	0,69
3	9	6	1	16	3	1,1
4	12	3	1	16	4	1,39
5	15	0	1	16	51	1,61

Предварительно проделайте качественный опыт. Для этого внесите в пробирку 5-10 капель 1н. раствора тиосульфата натрия и 3-5 капель 2н. раствора серной кислоты. Постарайтесь заметить появившуюся через некоторое время очень слабую опалесценцию, которая затем усиливается, переходя в явную муть.

Для проведения опыта заготовьте в пяти пробирках равные объемы тиосульфата натрия различной концентрации, добавив в четыре пробирки воду, как указано в табл. 4.1.