Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Разделы: Химия

Цель: Актуализировать и углубить знания о скорости химической реакции, зависимости скорости гомогенных и гетерогенных реакций от различных факторов.

Оборудование: Растворы Na2 S2 O3 (0,25н.), H2 SO4 (2н), секундомер, две бюретки, дистиллированная вода, колба с концентрированной водным растворам аммиака, платиновая проволока, две пробирки с растворам H Cl. Кусочек гранулированного олова, кусочек цинка, секундомер.

I Этап урока – вводный.

Учитель сообщает тему урока, разъясняет его цель и предлагает учащимся несколько вопросов к обсуждению:

  1. Что называется скоростью в механики?
  2. Приведите примеры химических реакций с различной скоростью.
  3. Зачем нужно изучать скорость, с которой протекают химические явления?

II Этап урока – Объяснение нового материала.

Учение о скоростях и механизмах химической реакции называется химической кинетикой. Скорость химических реакций изменяется в широких пределах. Одни реакции происходят практически мгновенно, например взаимодействие водорода с кислородом при нагревании. Медленно образуется ржавчина на железных предметах, продукты коррозии на металлах.

При этом нельзя, конечно, ограничиваться чисто качественными рассуждениями о “быстрых” и “медленных” реакциях. Необходима количественная характеристика для такого важного понятия, как скорость химической реакции (V x. P.)

Скорость химической реакции – изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени

V x.p = C/t

C (моль/л) – концентрация веществ,

t (с) – время, V. x. p (моль/л) – скорость химической реакции.

Рассматривая кинетику химических реакций, следует иметь в виду, что характер взаимодействия зависит от агрегатного состояния продуктов и реагентов. Продукты и реагенты, вместе взятые, образуют так называемую физико-химическую систему. Совокупность однородных частей системы, обладающих одинаковыми химическими составом и свойствами и отделенных от остальных частей системы поверхностью раздела, называют фазой. Например, в стакане с водой внесли кристаллы поваренной соли, то в первый момент образуется двухфазная система, которая превратится в однофазную после растворения соли. Смеси газов при нормальных условиях однофазны (вода и спирт) или многофазны (вода и бензол, вода и ртуть). Системы, состоящие из одной фазы, называется гомогенными, а системы, содержащие несколько фаз – гетерогенными. Соответственно этому в химии введено понятие о гомогенных и гетерогенных реакций. Реакция называют гомогенной, если реагенты и продукты составляют одну фазу:

HCI+NaOH=NaCL+H2O

При гетерогенной реакции реагенты и продукты находятся в различных фазах:

Zn+2HCL=ZnCL2+H2

В последнем случае, как реагенты, так и продукты составляют различные фазы (Zn твердый, ZnCL2 находится в растворе, а H2 – газ).

Если реакция протекает между веществами в гетерогенной системе, то реагирующие вещества соприкасаются между собой не по всему объему, а только на поверхности. В связи с этим определение скорости гетерогенной реакции следующее:

Скорость гетерогенной реакции определяется числом молей веществ в результате реакции в единицу времени на единице поверхности

– изменение количества вещества (реагента или продукта), моль.

– интервал времени – с, мин.

Факторы, влияющие на скорость реакции

1. Природа реагирующих веществ. Учитель показывает опыт:

В две пробирки наливают по 1 мл раствора HCL. В одну опускаем кусочек гранулированного олова, в другую – кусочек цинка такого же размера. Учащиеся сравнивают интенсивность выделения пузырьков газа, составляют уравнения взаимодействия HCL с цинком и оловом, делают вывод о влиянии природы реагирующих веществ на скорость реакции.

2. Концентрация реагирующих веществ.

Опыт – Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой.

а) Провести вначале качественный опыт. Для этого в пробирку налить 1 мл раствора серной тиосульфата натрия и добавить натрия и добавить 1-2 капли раствора серной кислоты. Отметить появления через некоторое время опалесценции и дальнейшее помутнение раствора от образования свободной серы:

Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2 + S +H2O

Время, проходящее от сливания раствора до заметного помутнения, зависит от скорости реакции.

б) В три пронумерованные пробирки налить из бюретки 0,25 н. раствор тиосульфата натрия: в первую – 1 мл, во вторую – 2 мл, в третью – 3мл. К содержимому первой пробирки прилить из бюретки 2 мл воды, ко второй – 1 мл воды. Таким образом, условная концентрация будет: в пробирки № 1 – С; в пробирки № 2 – 2С; в пробирки № 3 – 3С.

В пробирку № 1 с раствором тиосульфата натрия добавить 1 каплю раствора серной кислоты, встряхнуть ее для перемешивания содержимого и включить секундомер. Отметить время от сливания растворов до заметного появления опалесценции.

Опыт повторить с пробирками № 2 и № 3, добавить также по 1 капли раствора серной кислоты и определяя время протекания реакции.

После проведения опыта учитель на доске строит график зависимости скорости реакции то концентрации реагирующих веществ, где на оси абсцисс откладывает условную концентрацию раствора тиосульфата натрия, на оси ординат условную скорость реакции. (График можно подготовить заранее ).

Учащиеся анализируют график и делают выводы о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Влияние концентрации реагентов на скорость химического взаимодействия выражается основным законом химической кинетики.

Скорость химических реакций, протекающих в однородной среде при постоянной температуре, прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов

nA+mB —> pC

= k [A]n • [B]m

Это уравнение – кинетическое уравнение скорости. [A], [B] (моль/л) – концентрации исходных веществ; n, m – коэффициенты в уравнении реакции; k – константа скорости.

Физический смысл константы скорости (k):

если [A] = [B] = 1 моль/л => = k •1n• 1m., т.е. = k. Это скорость данной реакции в стандартных условиях.

Примеры:

№ 1. 2Н2 (г) + О2 (г) —> 2Н2О (г)

= k [H2]2 • [O2]

Как изменится скорость этой реакции, если концентрацию каждого из исходных веществ увеличить в 2 раза?

1 = k(2[H2])2 • (2[O2]);

2[H2] и 2[O2] – новые концентрации исходных веществ.

1 = k 4 [H2]2 • 2[O2]

1 = 8k[H2]2 • [O2].

Сравним с уравнением (1) – скорость увеличилась в 8 раз.

№ 2. 2Сu (тв.) + О2 (г) 2СuO (тв.)

= k[Cu]2 [O2], однако концентрация твердого вещества исключается из уравнения – ее невозможно изменить – постоянная величина.

Cu (тв.) =>[Сu] = const

= k [O2],

3. Температура.

Большое влияние на скорость химические реакции оказывает температура

Вант-Гофф сформулировал правило: повышение температуры на каждые 10 о С приводит к увеличению скорости реакции в 2-4 раза (эту величину называют температурным коэффициентом реакции).

При повышении температуры средняя скорость молекул, их энергия, число столкновений увеличиваются незначительно, зато резко повышается доля “активных” молекул, участвующих в эффективных соударениях, преодолевающих энергетический барьер реакции.

Математическая эта зависимость выражается соотношением

где ?t2, ?t1 – скорости реакций соответственно при конечной t2 t1 температурах, а – температурный коэффициент скорости реакции с повышением температуры на каждые 10о С.

Примеры: во сколько раз увеличится скорость химической реакции при tо: 50о —> 100о, если = 2?

2 = 1 •2 100 –5010;  2= 1 •25

то есть скорость химической реакции увеличится в 32 раза.

4. Катализатор

Одно из наиболее эффективных средств воздействия на скорость химических реакций –использование катализаторов. Как вы уже знаете из школьного курса химии, катализаторы – это вещества, которые изменяют скорость реакции, а сами к концу процесса остаются неизменными как по составу, так и по массе. Иначе говоря, в момент самой реакции катализатор активно участвует в химическом процессе, как и реагенты, но к концу реакции между ними возникает принципиальное отличие: реагенты изменяют свой химический состав, превращаясь в продукты, а катализатор выделяется в первоначальном виде.

Чаще всего роль катализатора заключается в увеличении скорости реакции, хотя некоторые катализаторы не ускоряют, а замедляют процесс. Явление ускорения химических реакций благодаря присутствию катализаторов носит название катализа, а замедления – ингибирования.

Катализ – очень важный раздел химии и химической технологии. С некоторыми катализаторами вы знакомились, изучая химию азота и серы. Учитель демонстрирует опыт.

Если открытую, содержащую концентрированный водный раствор аммиака колбу поместить предварительно нагретую платиновую проволоку, то она раскаляется и длительное время находится в состоянии красного каления. Но откуда тогда берется энергия, поддерживающая высокую температуру платины? Все объясняется просто. В присутствии платины аммиак взаимодействует с кислородом воздуха, реакция является сильно экзотермической (Н –900 кДж):

4NH3(Г) + 5O2=4NO(Г)+6H2O(Г)

Пока идет реакция, инициированная платиной, выделяющаяся теплота поддерживает высокую температуру катализатора.

III Этап урока – Закрепление материала

Расчетные задачи

  1. В двух одинаковых сосудах за 10 с получили: в первом – 22,4л Н2. Где скорость химической реакции больше? Во сколько раз?
  2. За 10 с концентрация исходного вещества изменилась от 1 моль/л. до 0,5 моль/л. Вычислить среднюю скорость этой реакции.
  3. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при tо: 30о —> 60о скорость реакции увеличилась в 64 раза?

IV Этап урока – Домашние задание

Задание 1

Во сколько раз возрастет скорость реакции взаимодействия оксида углерода (II) с кислородом, если концентрации исходных веществ увеличить в три раза?

Задание 2

Во сколько раз возрастет скорость химической реакции при повышении температуры на 40о С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

Задание 3

Теория (по конспекту)

Список литературы

  1. Горский М.В. Обучение основы общей химии – М.: Просвещение, 1991г.
  2. Дорофеев А.Н., Федотова М.И. Практикум по неорганической химии. Л.: Химия, 1990г.
  3. Третьяков Ю., Метлин Ю.Г. Основы общей химии. – М.: Просвещение, 1985г.
  4. Ульянова Г.М. Химия 11 класс Санкт – Петербург “Паритет”, 2002г.
  5. Макареня А.А. Повторим химию – М.: “Высшая школа” 1993г.
  6. Варламова Т.М., Кракова А.И. Общая и неорганическая химия: Базовый курс. – М.: Рольф, 2000г.