ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Теоретическая часть
Химическая кинетика – учение о химических реакциях, закономерностях их протекания во времени и их механизмах.
Механизм химической реакции – это путь, по которому протекает данная реакция, или совокупность стадий, из которых складывается данная реакция.
В большинстве химических реакций не происходит непосредственного превращения молекул (ионов) исходных веществ в молекулы (ионы) продуктов реакции. Как правило, реакции протекают в несколько стадий. Например, для реакции
4Fe2+ + O2 + 4H+ " 4Fe3+ + 2H2O
очевидно, что она не может идти путем прямого взаимодействия молекулы О2,четырех ионов Fe2+ и четырех ионов Н+ по двум причинам. Во-первых, вероятность того, что одновременно столкнутся (встретятся в одной точке) девять частиц практически равна нулю. Во-вторых, восемь из этих девяти частиц положительно заряжены и поэтому должны отталкиваться. Согласно современным представлениям, данная реакция идет через семь стадий, не требующих встречи более двух частиц, и исключающих соударение одноименно заряженных частиц.
Исходные вещества – вещества, вступающие в процесс химического превращения.
Продукты реакции – вещества, образующиеся в процессе химического превращения и не претерпевающие в ходе этого процесса дальнейших химических изменений.
Промежуточные вещества – вещества, образующиеся на одних и расходующиеся на других стадиях данной химической реакции.
Гомогенная химическая реакция – реакция, протекающая в пределах одной фазы (любая реакция в растворе).
Гетерогенная химическая реакция – реакция, протекающая на границе раздела фаз. Любая из реакций, идущая на поверхности твердого катализатора, является гетерогенной. В гетерогенной реакции исходные вещества и продукты реакции могут находиться в одной фазе, но их взаимодействие идет на поверхности твердого катализатора. Например, реакция гидрирования этилена
С2Н4(Г) + Н2(Г) → С2Н6(Г),
которая идет на поверхности твердого катализатора (Ni), относится к гетерогенным реакциям, хотя все вещества находятся в газовой фазе.
Гомофазная реакция – реакция, все компоненты которой (исходные, промежуточные и конечные вещества) находятся в пределах одной фазы.
Гетерофазная реакция – реакция, все компоненты которой (исходные, промежуточные и конечные вещества) образуют несколько фаз.
Например, реакция нейтрализации Н+ + ОН - → Н2О является гомогенной гомофазной реакцией, реакция С2Н4(Г) + Н2(Г) 
С2Н6(Г) – гетерогенная гомофазная реакция, а реакция CaO(ТВ) + H2O(Ж) → Ca(OH)2(раствор) – гетерогенная гетерофазная.
Важнейшей количественной характеристикой химической реакции является скорость реакции.
Скорость гомофазной химической реакции (v), идущей при постоянном объеме, определяется изменением молярных концентраций реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени.
Для реакции mA + nB → pC + qD
где н – скорость реакции; 
- скорости реакции по компонентам A, B, C и D, соответственно; dC(A), dC(B), dC(C) и dC(D) – соответственно изменение концентраций веществ A, B, C и D за время dф.
Так как скорость реакции – величина положительная, а концентрации реагирующих веществ уменьшаются во времени, то в выражении скорости реакции изменения концентраций этих веществ во времени берутся со знаком минус. Для определения скорости любой реакции достаточно знать характер изменения во времени концентрации для какого-либо одного компонента.
Приведенное выше определение скорости реакции справедливо и в случае гомогенных гетерофазных реакций.
Например, для реакции разложения пероксида водорода 2H2О2 → 2Н2О + О2 при определении скорости реакции по кислороду берется изменение количества вещества О2 в газовой фазе, отнесенное к единице объема жидкой фазы, в единицу времени.
В случае гетерогенного гомофазного процесса скорость реакции пропорциональна отношению площади поверхности раздела фаз, на которой происходит превращение, к объему реакционной смеси, то есть v ~ S/V, где S – площадь поверхности, V – объем системы.
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции (температуры, концентрации, присутствии катализатора).
Влияние концентрации реагентов. Чтобы две частицы прореагировали, необходимо, чтобы они столкнулись. Лишь небольшая часть столкновений является эффективной, то есть ведет к образованию нового вещества. Число эффективных столкновений пропорционально общему числу столкновений, а значит и концентрации реагирующих веществ.
Закон скорости реакции. В случае простых реакций, т. е. идущих в одну стадию, скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.
Для простой (элементарной) реакции mA + nB → pC + qD, имеем:
v = k·Cm(A)·Cn(B), ·
где v – скорость реакции, k – константа скорости реакции, C(A) и C(B) – молярные концентрации веществ А и В.
Константа скорости реакции k численно равна скорости реакции, если концентрации реагирующих веществ или их произведение равны единице. Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры, катализатора и не зависит от концентрации реагирующих веществ.
Скорость гетерогенной гетерофазной реакции не зависит от концентрации твердых веществ, которые остаются постоянными, а зависит от площади поверхности.
Так, для реакции CaO(ТВ) + СO2(Г) → CaСO3(ТВ) выражение скорости реакции включает только концентрацию диоксида углерода: v = k·C(СО2).
Простая реакция – это реакция, которая идет согласно стехиометрическому уравнению, отражающему элементарный акт реакции.
Сложная реакция – это реакция, которая протекает в несколько стадий, т. е. состоящая из нескольких простых реакций. Уравнение сложной реакции не отражает процесса на молекулярном уровне.
Молекулярность реакции определяется числом частиц, участвующих в элементарном акте реакции. Для простых реакций типа mA + nB → pC + qD молекулярность реакции равна сумме коэффициентов m+n. Реакции могут быть одномолекулярными, например, I2 → 2I, двумолекулярными H2 + I2 → 2HI и редко трехмолекулярными 2NO + H2 → N2O + H2O. Реакции более высокой молекулярности не встречаются.
Порядок реакции равен сумме показателей степеней концентраций в экспериментально определяемом уравнении скорости химической реакции.
Порядок простой реакции совпадает с молекулярностью этой реакции.
Для сложной реакции mA + nB → pC + qD экспериментально определяемое выражение скорости реакции имеет вид:
v = k·Cб(A)·Cв(B),
где б – частный порядок реакции по веществу А, в – частный порядок реакции по веществу В, б+в – общий порядок реакции. Частные порядки реакции б и в находятся экспериментально и могут не совпадать с коэффициентами m и n, соответственно, поскольку уравнение сложной реакции не отражает процессов на молекулярном уровне, а представляет собой результат суммирования нескольких простых реакций. Порядок сложной реакции определяется порядком наиболее медленной её стадии.
Например, для реакции
2HI + H2O2 → 2H2O + I2
экспериментально полученное выражение скорости реакции имеет вид:
v = k·C(HI)·C(H2O2).
это обусловлено тем, что данная реакция является сложной и идет в две стадии:
HI + H2O2 → HOI + H2O медленно
HOI + HI → I2 + H2O быстро.
скорость суммарной реакции определяется скоростью первой медленной стадии.
влияние температуры. скорость реакции зависит от числа эффективных столкновений реагирующих частиц. эффективные столкновения происходят только между активными молекулами. Увеличение температуры увеличивает число активных молекул, сообщая им необходимую энергию активации Eакт и тем самым увеличивает скорость химической реакции.
Правило Вант-Гоффа. Скорость большинства гомогенных химических реакций увеличивается в 2 – 4 раза при повышении температуры на каждые 10°.
математически правило Вант-Гоффа записывается в виде:
,
где vt1 и vt2 – значения скорости реакции при начальной (t1) и конечной (t2) температурах; г – температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при увеличении температуры на 10°.
влияние катализатора. катализаторы увеличивают (или уменьшают) скорость реакции и остаются практически неизменными после реакции. В случае обратимых реакций катализатор в одинаковой степени (в одинаковое число раз) увеличивает скорость как прямой, так и обратной реакций.
В ряде случаев, при взаимодействии одних и тех же веществ в отсутствие и в присутствии катализатора, образуются разные продукты реакции. Например, горение аммиака на воздухе сопровождается образованием азота:
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O,
а в присутствии металлической платины реакция идет с образованием оксида азота:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O.
Гомогенные каталитические реакции – реакции, в которых катализатор, реагенты и продукты их взаимодействия находятся в одном и том же агрегатном состоянии. Например, окисление SO2 в SO3 в присутствии NO в качестве катализатора. без катализатора реакция 2SO2 + O2 → 2SO3 идет очень медленно, а в присутствии NO реакция идет быстро в две стадии:
2NO + O2 → 2NO2 и
SO2 + NO2 → SO3 + NO, или суммарно:
SO2 + Ѕ O2 
SO3.
Гетерогенные каталитические реакции – реакции, в которых катализатор образует отдельную фазу, например, твердую, в присутствии жидких или газообразных веществ. Примером может служить вышеприведенная реакция окисления аммиака в присутствии металлической платины.
Автокаталитические реакции – реакции, в которых один из продуктов реакции играет роль катализатора. Примером автокаталитической реакции является реакция окисления щавелевой кислоты (оксалатов) перманганатом калия в кислой среде:
2KMnO4 + 5C2H2O4 + 3H2SO4 → 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O.
Скорость данной реакции возрастает по мере накопления ионов Mn2+ в растворе, которые катализируют данную реакцию.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагента
Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой протекает относительно медленно, сопровождается образованием серы и описывается суммарным уравнением реакции:
Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + SO2 + S↓
S2O32- + 2H+ → H2O + SO2 + S↓
В действительности данная реакция протекает в три стадии:
S2O32- + 2H+ → H2S2O3 (очень быстро)
H2S2O3 → H2SO3 + S (медленно)
H2SO3 → H2O + SO2 (быстро)
Скорость суммарной реакции определяет медленная (вторая) стадия.
В три пронумерованных химических стакана налейте мерным цилиндром 0,4 моль/л раствор Na2S2O3 и дистиллированную воду в объемах, указанных в таблице.
№ стакана | Объём V, мл | Концентрация С(Na2S2O3), моль/л | Время τ, с | Отн. скорость реакции, v = 1/τ, с–1 |
Na2S2O3 | H2O | |||
1 | 10 | 20 | ||
2 | 20 | 10 | ||
3 | 30 | 0 |
Отмерьте мерным цилиндром 20 мл 2 моль/л раствора H2SO4, прилейте кислоту в стакан №1 и одновременно включите секундомер. Перемешайте раствор стеклянной палочкой. Определите время реакции в секундах как время, прошедшее до появления первых видимых следов серы – помутнения раствора (опалесценция) или до полной потери прозрачности раствора. Повторите опыт с растворами тиосульфата натрия в других стаканах.
Вычислите значения молярной концентрации Na2S2O3 в каждом из трех стаканов с учетом того, что после добавления серной кислоты V(смеси) = 50 мл. Вычислите значения относительной скорости реакций как v = 1/τ. Результаты запишите в таблицу. Постройте график зависимости относительной скорости реакции (ось OY) от концентрации тиосульфата натрия (ось OX). Сделайте вывод о характере зависимости скорости данной реакции от концентрации Na2S2O3.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Зависимость скорости реакции от температуры можно также проследить на примере реакции Na2S2O3 с серной кислотой. Для нахождения температурного коэффициента скорости реакции обычно эксперимент проводят при значениях температуры, отличающихся друг от друга на 10°С. При этом из математического выражения правила Вант-Гоффа 
следует, что 
.
Налейте цилиндром в одну пробирку 5 мл 0,4 моль/л раствора Na2S2O3, а в другую – 5 мл 2 моль/л раствора H2SO4.
Обе пробирки поставьте в стакан с водой, опустите в воду термометр и через минуту измерьте температуру воды в стакане. Затем в пробирку с Na2S2O3 прилейте раствор H2SO4 и определите в секундах время появления серы. Результаты (температуру и время) запишите в таблицу.
№ опыта | Объём V, мл | Темпера-тура t0, C | Время τ, с | Относительная скорость реакции, v = 1/τ, с–1 |
Na2S2O3 | H2SO4 | |||
1 | 5 | 5 | ||
2 | 5 | 5 |
В стакан с водой комнатной температуры долейте горячей воды столько, чтобы ее температура увеличилась на 12–13оС. Налейте цилиндром в две пробирки по 5 мл растворов Na2S2O3 и H2SO4 и выдержите их в стакане с водой до тех пор, пока температура не станет на 10°С выше температуры воды в предыдущем опыте. После этого смешайте растворы и определите время (в секундах) появления серы. Результаты эксперимента запишите в таблицу.
Вычислите температурный коэффициент скорости реакции γ. Сделайте вывод о зависимости скорости данной реакции от температуры.
Опыт 3. Гетерогенный катализ
В две пробирки налейте по 1 мл 3 % раствора пероксида водорода Н2О2. В одну пробирку внесите немного порошка оксида марганца (IV), а в другую – столько же диоксида свинца. Обратите внимание на интенсивность выделения газа, сделайте вывод о каталитической активности данных диоксидов в реакции разложения пероксида водорода:
2Н2О2 → 2Н2О + О2↑
Докажите с помощью тлеющей лучины, что газообразным продуктом данной реакции является кислород.
