Занятие № 4
I. Тема: Химическая кинетика и равновесие.
II.Актуальность темы:Положения химической кинетики, которая изучает скорости и механизмы реакций, с успехом применяются для изучения биохимических процессов. Особенности течения биохимических процессов зависят от катализаторов; эффективность действия лекарственных веществ может быть связана со скоростью химических реакций, возникающих при этом в организме. Изучением кинетических закономерностей поступления, распределения и выведения из организма чужеродных химических соединений ксенобиотиков - занимаются специальные науки: фармако - и токсикокинетика. Следовательно, изучение кинетики и механизма химических реакций имеет большое теоретическое и практическое значение не только в химии, но и в биологии и медицине.
III. Цель: Сформировать системный подход к рассмотрению кинетики химических процессов и научиться производить расчеты скоростей химических реакций.
IV. Исходный уровень:
1. Понятие о скоростях химических реакций, факторы, от которых они зависят.
2. Обратимые и необратимые реакции.
3. Понятие о состоянии химического равновесия.
V.Учебно – целевые вопросы:
1. Обратимые и необратимые химические реакции.
2. Химическое равновесие и качественные характеристики состояния
химического равновесия.
3. Закон действующих масс (ЗДМ).
4. Константа химического равновесия и ее связь с энергией Гиббса.
5. Определения направления протекания реакции по константе равновесия.
6. Зависимость энергии Гиббса и константы равновесия от температуры.
7. Принцип ЛеШателье – Брауна.
VI. После изучения темы студент должен
знать:
- химическое равновесие, способы расчета констант равновесия
уметь:
- интерпретировать гомогенные и гетерогенные реакции, порядок и молекулярность реакций;
- рассчитывать скорость химических реакций на основании закона действующих масс и при изменении температуры;
- интерпретировать константу скорости реакции, ее физический смысл;
- интерпретировать понятие энергии активации, теорию активных столкновений, уравнение Аррениуса;
- трактовать константу равновесия на основании закона действующих масс для равновесной системы и направление смещения равновесия по принципу Ле – Шателье.
VII.Задачи
1. Как изменится скорость реакции в системе А(г)+ 2В(г)®АВ2 (г) если концентрацию вещества А уменьшить в 2 раза, а концентрацию вещества В увеличить в 4 раза?
Ответ: в 8 раз.
2. Как изменится скорость прямой реакции при уменьшении объема реакционного сосуда в 3 раза для следующих систем:
а) H2 (г)+Cl2 (г)® 2HCl(г)
б) 2NO(г) + Cl2 (г)®2NOCl(г)
Ответ: увеличится в 9 и 27 раз
3. Как изменится скорость химической реакции при повышении температуры на 400 С, если температурный коэффициент реакции равен 2.
Ответ: увеличится в 16 раз.
4. Начальные концентрации исходных веществ в системе CO + Cl2®COCl2 были равны 0,3 моль/л и 0,2 моль/л. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если концентрацию СО повысить до 0,6 моль/л, а Cl2 –до 1,2 моль/л.
Ответ: в 12 раз.
5. В системе 2SO2 (г) + О2 (г) « 2SO3 (г) при некоторой температуре равновесные концентрации составляли соответственно:
[SO2] = 0,5 моль/л, [O2] =0,3моль/л, [SO3] = 0,2 моль/л.
Вычислите константу равновесия и исходные концентрации оксида серы (IV) и кислорода.
Ответ: 0,53, 0,7, 0,4.
1. В каком направлении сместится химическое равновесие следующих равновесных систем: при повышении давления; при понижении температуры?
а) 2Н2(г) + О2(г) ↔ 2Н2О(г) ; ∆Н < 0.
б) 2НС1(г) ↔ Н2(г) + С12(г); ∆Н > 0.
в) Fe3О4(к) + СО(г) ↔ 3FеО(к) + СО2(г); ∆Н < 0.
VIII.Лабораторная работа
Работа №1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ.
Цель работы: Изучить скорости разложения тиосульфата натрия в зависимости от концентрации.
Приборы и оборудование: Бюретка, воронка, пробирки, пипетка емкостью 10 мл, секундомер.
Реактивы: Растворы тиосульфата натрия, серной кислоты, дистиллированная вода.
Теоретическая часть:
Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом Гульберга и Вааге (закон действующих масс), который читается следующим образом:
Скорость простой химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, соответствующие их стехиометрическим коэффициентам.
Математическая запись закона для простой реакции mA + nB = cAB
следующая:
V = K×[А]m×[B]n, где К – коэффициент пропорциональности или константа скорости химической реакции.
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, предлагается изучить на примере тиосульфата натрия в растворе серной кислоты. Этареакциясостоитизследующихстадий:
1) Na2S2O3+ H2SO4 = H2S2O3 + Na2SO4
2) H2S2O3 = H2SO3 + S
3) H2SO3 = H2O + SO2
Cкорость всего процесса определяется скоростью наиболее медленной реакцией т. е. реакцией самопроизвольного разложения тиосерной кислоты при различных ее концентрациях и постоянной температуре. Так как разложение тиосерной кислоты сопровождается выделением эквивалентного количества коллоидной серы, то по плотности ее суспензии можно судить о количестве разложившейся серной кислоты, и, следовательно, тиосульфата натрия.
Ход работы: В пять пробирок налить из бюреток 0,1 М раствор Na2S2O3 и воду в количествах, указанных в таблице. В другие 5 пробирок налить из бюретки по 5 мл 1М раствора H2SO4. Слить попарно приготовленные растворы Na2S2O3 и H2SO4 (первый раствор приливать ко второму) и отсчитать время протекания реакции до появления в растворе опалесценции.
Результаты записать в таблицу по форме:
Таблица 3.
№ | Объем растворов, мл | С(Na2S2O3)= 0,1м/л | Время протекания реакции, t, сек | Vусл= 1/t, сек | ||
а Na2S2O3 | б H2O | в H2SO4 | а+б+в, моль/л | |||
1 | 1 | 4 | 5 | 0,01 | ||
2 | 2 | 3 | 5 | 0,02 | ||
3 | 3 | 2 | 5 | 0,03 | ||
4 | 4 | 1 | 5 | 0,04 | ||
5 | 5 | 0 | 5 | 0,05 |
В этом и последующих опытах измеряется не скорость реакции, а промежуток времени между началом реакции и ее видимым результатом.
Так как промежуток времени обратно пропорционален скорости реакции V, то величину 1/t называют условной скоростью реакции (Vусл).
Заполните таблицу и постройте график зависимости скорости реакции от концентрации. На оси абсцисс отложить концентрации раствора тиосульфата натрия, на оси ординат – скорость в условных единицах. Сделать вывод о влиянии изменения концентрации веществ на скорость химической реакции.
Оформление протокола. В лабораторном журнале должны быть приведены:
1) название работы;
2) цель работы;
3) приборы и оборудование;
4) реактивы;
5) сущность работы;
6) экспериментальные данные (табл.3.);
7) результаты расчетов (табл.3 .);
8) график;
9) выводы.
Работа №2: Зависимость скорости химической реакции от температуры.
Цель работы: Изучить скорость разложения тиосульфата натрия в зависимости от температуры.
Приборы и оборудование: пробирки, пипетка емкостью 10 мл, секундомер, стакан, термометр, водяная баня.
Реактивы: Растворы тиосульфата натрия, серной кислоты, дистиллированная вода.
Теоретическая часть:
Согласно правилу Вант – Гоффа, при повышении температуры на 10 градусов скорость реакции увеличивается в среднем в 2-4 раза. Математически записывается:
Vt2=Vt1×gDt/10 или Vt2/Vt1 = gDt/10
где Vt1- начальная скорость реакции,
Vt2 – скорость реакции после повышения температуры,
Dt – разность температур,
g - температурный коэффициент реакции, который показывает, во сколько раз изменится скорость данной реакции при изменении температуры на 10 градусов. Вычисляется отношением констант скорости реакции при температуре t2 и при температуре t1
g = Kt2/Kt1 = 2-4
В этой работе необходимо сравнить скорости разложения тиосульфата натрия при одинаковых начальных концентрациях, но различных температурах.
Ход работы: В три пробирки налить по 5 мл 0,1М Na2S2O3, а в три другие по 5 мл 1М H2SO4. Все пробирки поместить в стакан с водой, через 5-7 мин., измерив температуру воды в стакане, слить вместе содержимое одной пары пробирок с H2SO4 и Na2S2O3 и отсчитать время до появления в растворе опалесценции. Далее в стакан прилить немного горячей воды так, чтобы температура воды в стакане увеличилась примерно на 100 С. Вновь выдержать растворы при этой температуре 5-7 мин. И, слив содержимое второй пары пробирок с H2SO4 и Na2S2O3, определить также время до начала появления в растворе опалесценции. Опыт с последней парой пробирок проводить при t° приблизительно на 20 градусов выше первоначальной.
Таблица 4
Результаты записать в таблицу по форме:
№ | Объем растворов, мл | t°C | Время протекания реакции, t, сек | Vусл= 1/t, сек | |
H2SO4 | Na2S2O3 | ||||
1 | 5 | 5 | |||
2 | 5 | 5 | |||
3 | 5 | 5 |
Оформление протокола. В лабораторном журнале должны быть приведены:
1) название работы;
2) цель работы;
3) приборы и оборудование;
4) реактивы;
5) сущность работы;
6) экспериментальные данные (табл 4.);
7) результаты расчетов (табл.4.);
8) выводы.
Работа №3. Зависимость скорости химической реакции от концентрации катализатора.
Цель работы: Изучить скорость разложения тиосульфата натрия в зависимости от концентрации катализатора.
Приборы и оборудование: пробирки, пипетка емкостью 10 мл, секундомер, бюретка, воронка.
Реактивы:Растворы тиосульфата натрия, серной кислоты, сульфата меди (II), дистиллированная вода.
Теоретическая часть:
Скорость химической реакции в присутствии катализатора изменяется.
Катализаторы, которые ускоряют реакцию называются положительными. В данном опыте положительным катализатором реакции является 0,5М раствор пентагидрата сульфата меди (II), от концентрации которого также зависит скорость реакции.
Ход работы: В три пробирки налить их бюреток 0,1М Na2S2O3, 0,5MCuSO4 и воду в количествах, указанных в таблице. В другие три пробирки налить по 5 мл 1М H2SO4. Смешать попарно растворы тиосульфата натрия и серной кислоты. Измерить время протекания реакции.
Результаты опытов записать в таблицу по форме:
Таблица 5.
№ | Объем растворов, мл | t° C | Время протекания реакции, t, сек | Vусл= 1/t, сек | |||
Na2S2O3 | CuSO4 | H2O | H2SO4 | ||||
1 | 2 | 1 | 2 | 5 | |||
2 | 2 | 2 | 1 | 5 | |||
3 | 2 | 3 | - | 5 | |||
Оформление протокола. В лабораторном журнале должны быть приведены:
1) название работы;
2) цель работы;
3) приборы и оборудование;
4) реактивы;
5) сущность работы;
6) экспериментальные данные (табл. 5.);
7) результаты расчетов (табл.5.);
8) вывод.
Работа №4 Влияние концентрации на смещение химического равновесия.
Цель работы: Изучить влияние концентрации на смещение химического равновесия реакции соли железа с изотиоцианатом калия.
Приборы и оборудование: пробирки, пипетка емкостью 10 мл, стакан,
Реактивы: Растворы FeCl3 , KSCN, кристаллический KCl, дистиллированная вода.
Теоретическая часть:
Под химическим равновесием понимают такое состояние системы, когда скорость прямого процесса равна скорости обратного процесса. Для того чтобы сместить равновесие, нужно изменить одно из условий, при которых система находится в равновесии, например, температуру, давление или концентрацию. Смещение химического равновесия подчиняется правилу, известному под названием принципа Ле – Шателье : «Изменение одного из условий реакции (концентрации, температуры, давления), при которых система находится в состоянии химического равновесия, вызывает смещение равновесия в направлении той реакции, которая противодействует произведенному смещению».
В обратимой реакции FeCl3 + 6KSCN«K3[Fe(SCN)6]+3KCl все вещества имеют различную окраску: FeSCN и KCl – бесцветные, Fe(SCN)3 красного цвета, FeCl3 –желтого. При изменении концентрации одного из реагирующих веществ окраска раствора меняется, что указывает на направление смещения равновесия.
Ход работы: К 20 мл воды в небольшом стакане прибавить по 2 капле насыщенных растворов FeCl3 и KSCN. Полученный раствор разлить в 4 пробирки. В первую добавить несколько капель концентрированного раствора FeCl3, во вторую – несколько капель концентрированного раствора KSCN, в третью – немного кристаллического KCl, четвертую оставить для сравнения.
Результаты записать в таблицу по форме:
Таблица 6.
№ | Добавленный раствор | Изменение интенсивно сти окраски | Направление смещения равновесия (указывается стрелками) |
1 | FeCl3 | ||
2 | KSCN | ||
3 | KCl | ||
4 | - |
Оформление протокола. В лабораторном журнале должны быть приведены:
1) название работы;
2) цель работы;
3) приборы и оборудование;
4) реактивы;
5) сущность работы;
6) экспериментальные данные (табл.6.);
7) вывод.
Работа №5 Влияние температуры на смещение химического равновесия.
Цель работы: Изучить влияние температуры на смещение равновесия реакции взаимодействия йода с крахмалом.
Приборы и оборудование: пробирки, спиртовка.
Реактивы: растворы крахмала, йода.
Теоретическая часть:
Влияние температуры изучается на примере реакции взаимодействия йода с крахмалом, при которой образуется синее вещество сложного состава:
Йод + крахмал «йодкрахмал (синего цвета)
Ход работы: В 2 пробирки налить по 4 – 5 мл раствора крахмала и добавить 3 – 4 капли 0,1М раствора йода. Первую пробирку нагреть, затем охладить, а вторую оставить для сравнения. В выводе объяснить, что происходит. Экзо – или эндотермической является реакция образования йодкрахмала?
Оформление протокола. В лабораторном журнале должны быть приведены:
1) название работы;
2) цель работы;
3) приборы и оборудование;
4) реактивы;
5) сущность работы;
6) вывод (в выводе объяснить, что происходит. Экзо – или эндотермической является реакция образования йодкрахмала?).
IX. Литература для самоподготовки:
1. , , . Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Под ред. 10 –е изд. перераб. и доп. 2014 г.560 с.
2. Попков химия : учебник/ , . - М.: ГЭОТАР-Медиа, 2009. -976 с.: ил.
3.Учебное пособие по общей и неорганической химии для самостоятельной работы студентов 1 курса фармацевтического факультета. Оренбург, 2009.- с. 74 – 84.
4.Конспект лекций.
