close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

код для вставкиСкачать
МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ
ДОНЕЦЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ ТЕХНІКУМ ЕКОНОМІКИ І ХІМІЧНИХ
ТЕХНОЛОГІЙ
Методична розробка
на тему «Хімічна кінетика»
з дисципліни «Фізична та колоїдна хімія»
для студентів денного відділення спеціальності 5.04010101 «Аналітичний контроль
якості хімічних сполук»
Розглянуто та схвалено на засіданні
циклової комісії
спеціальних хімічних дисциплін
Укладено викладачем
Бойків Н.Ю.
Протокол № _____ від «___»_____2014 р.
Голова циклової комісії
___________________ О.О. Пісцова
2014
1
Укладач – Бойків Н. Ю., викладач Донецького державного технікуму економіки і
хімічних технологій, спеціаліст вищої кваліфікаційної категорії, кандидат біологічних
наук
Рецензент - Полінкіна Л.М., викладач хімії ДВНЗ «Донецький державний коледж
харчових технологій і торгівлі», спеціаліст вищої категорії
Надано матеріали для опрацювання студентами денного відділення розділу
«Хімічна кінетика». Для студентів та викладачів ВНЗ І-ІІ рівнів акредитації.
2
Зміст
Стор.
Вступ…………………………………………………………………………………………
4
Робоча програма розділу…………………………………………………………………..
5
Лекція №27. Сутність хімічної кінетики. Фактори, що впливають на швидкість
хімічної реакції. Закон дії ваг. Класифікація хімічних реакцій в кінетиці………………6-12
Завдання для СРС №23. Середня та справжня швидкість хімічної реакції……………..13-14
Практична робота №18. Визначення швидкостей хімічних реакцій……………………14-17
Лабораторна робота №16. Залежність швидкості хімічної реакції від температури….17-18
Лабораторна робота №17. Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації
речовин………………………………………………………………………………………18-19
Лекція №28.Теорія активації молекул. Рівняння Арреніуса. Встановлення оптимальних
умов ведення хімічних процесів………………………………………………………..….19-22
Завдання для СРС №24. Ланцюгові реакції та їх особливості…………………………..22-23
Практична робота №19. Розрахунок констант швидкостей реакцій при різних
температурах, температурного коефіцієнту реакції, енергії активації…………………23-27
Завдання для контрольної роботи №6 за темою «Хімічна кінетика»…………………..27-28
.
3
Вступ
При вивченні дисципліни «Фізична та колоїдна хімія» розділ «Хімічна кінетика»
займає важливе місце в системі підготовки молодших спеціалістів зі спеціальності
5.04010101 «Аналітичний контроль якості хімічних сполук».
Основні поняття та положення розділу знайомі студентам, бо їх вивчення,
розпочате, згідно з програмою, у середній школі, поглиблено в курсі неорганічної хімії,
органічної хімії, аналітичної хімії. Отже, при вивченні розділу широко застосовуються
міждисциплінарні зв’язки.
Уміння та навички, сформовані при вивченні цього розділу, необхідні для більш
глибокого розуміння технологічних процесів.
В програму розділу входять дві лекції, дві практичні та дві лабораторні роботи,
два завдання для самостійної роботи студентів. Закінчується вивчення розділу
контрольною роботою.
Отже, при вивченні розділу студенти оволодіють практичними уміннями,
навичками в роботі графічно оформляти одержані результати та провести необхідні
розрахунки.
При вивченні розділу слід на початку ознайомитись з основними поняттями
кінетики, класифікацією хімічних реакцій, а потім перейти до вивчення основ теорії
хімічної кінетики.
Щоб зрозуміти вплив різних факторів на швидкість реакції, необхідно уяснити
фізичний зміст константи швидкості реакції, а також фактори, від яких залежить її
величина. Слід знати, що величина константи швидкості залежить не тільки від
природи реагуючих речовин та температури, але й від кількості активних молекул, від
терміну находження активних молекул в зоні їх взаємодії, від певної взаємної
орієнтації молекул в просторі.
Закріплюються теоретичні знання на практичних і лабораторних роботах.
4
Робоча програма розділу
№
1
2
3
4
5
6
7
8
Назва розділу
(модуля), теми
(змістові
модулі)
Тема 1.7.
Хімічна
кінетика
1.
Сутність
хімічної
кінетики.
Фактори,
що
впливають
на
швидкість
хімічної реакції.
Закон дії ваг.
Класифікація
Хімічних
реакцій
в
кінетиці.
2. Визначення
констант
швидкостей
хімічних
реакцій.
3.
Залежність
швидкості
хімічної реакції
від
температури.
4.
Залежність
швидкості
хімічної реакції
від концентрації
речовин.
5.
Теорія
активації
молекул.
Рівняння
Арреніуса.
Встановлення
оптимальних
умов
ведення
хімічних
процесів.
6. Розрахунок
констант
швидкостей
реакцій
при
різних
температурах,
температурного
коефіцієнту
реакції, енергії
активації.
7. Контрольна
робота №6 з
теми «Хімічна
кінетика»
всього
Кількість годин
у тому числі:
лекції практичні лаб. пр.інд.
18
4
4
2
2
6
4
срс
Навчальнометодична
література
Засоби
діагностіки
4
2
2
1.1. С.170179,
1.5.С.228244,
1.6.С.142-150
Тестування
1.2.С.103112,
1.3.С.112-122
Розв’язання
задач
за
індивідуальними
завданнями
2
2
1.4. С. 67
Залік
за
результатами
виконання
роботи
2
2
1.4. С. 70
Залік
за
результатами
виконання
роботи
1.1. С.180183, 2062111.5.С.245246
Фронтальний
опит
Розв’язання
задач
за
індивідуальними
завданнями
4
2
2
2
2
1.2.С.112115,
1.3.С.122-123
2
2
-
5
Розв’язання
завдань
варіантами
за
Лекція №27
Тема: Сутність хімічної кінетики. Фактори, що впливають на швидкість хімічної
реакції. Закон дії ваг. Класифікація хімічних реакцій в кінетиці.
План
1.
Поняття про хімічну кінетику, як науку
2.
Середня і справжня швидкість хімічної реакції
3.
Чинники, що впливають на швидкість реакції
4.
Залежність швидкості реакції від концентрації речовин. Закон дії мас
5.
Константа хімічної реакції і її залежність від різних чинників
6.
Залежність швидкості реакції від температури. Правило Вант-Гоффа
7.
Класифікація хімічних реакцій в кінетиці:
а) по молекулярності;
б) по порядку
8.
Період напівперетворення
ХІМІЧНА КІНЕТИКА – це вчення про швидкість протікання хімічних реакцій і
про залежність цієї швидкості від різних чинників. Різні реакції дуже сильно
відрізняються відносно їх швидкості. Деякі з них (розкладання вибухових речовин)
відбуваються в десятитисячні долі секунди. Інші продовжуються хвилинами, годинами,
днями, а треті (різні процеси, що відбуваються в земній корі) – сотнями, тисячами,
мільйонами років. Але не лише різні хімічно реакції сильно відрізняються по своїй
швидкості. У більшості випадків одна і також реакція може протікати з різною
швидкістю залежно від умов, в яких вона відбувається.
Для практичного використання реакції поважно знати, з якою швидкістю вона
здійснюється. Так, наприклад, при вживанні реакції в якому-небудь виробничому
процесі від швидкості її залежить продуктивність апарату, а, отже, кількість продукції,
що виробляється. Теоретичне знання питань кінетики дозволяє інтенсифікувати
виробничі процеси, підібрати чинники, сприяючі здобуттю оптимальної швидкості
реакції, а зрештою – підвищенню виходу продукту.
Швидкість хімічних реакцій вимірюють зміною в одиницю часу концентрації речовин,
що беруть участь в реакції. Байдуже, концентрацію якої з речовин використовують для
визначення швидкості реакції. В ході реакції концентрації вихідних речовин
зменшуватимуться, а отримуваних відповідно зростати. Проте розглядаючи той або
інший процес необхідно використовувати дані про зміну концентрації якої-небудь
однієї речовини.
Швидкість хімічної реакції за незмінних зовнішніх умов не залишається постійною. У
міру витрачання речовин швидкість процесу зменшується.
Чисельні її значення будуть різними залежно від того, для якого проміжку часу ми
розраховуємо зміну концентрацій. Тому використовують таке поняття, як середня
швидкість реакції. Якщо у момент часу t1 концентрація речовини була С1, а у момент
часу t2 – С2, то середня швидкість реакції за момент t2 – t1 дорівнює:
v  
C 2  C1
 2 1
Проте часто доцільно відносити концентрацію до нескінченно малого проміжку
часу і визначати справжню швидкість реакції в даний момент, як першу похідну від
концентрації за часом:
6
v  
dC
d
Знак  використовують в даних виразах у зв'язку з тим, що швидкість реакції
завжди позитивна, а зміна швидкості може бути як позитивною, так і негативною.
Тому в разі убування концентрації першу частину беруть із знаком мінус, щоб
швидкість мала позитивне значення.
На швидкість реакції впливають наступні чинники:
1. концентрації реагуючих речовин;
2. їх природа;
3. температура;
4. присутність каталізатора;
5. для газових реакцій – тиск газу;
6. для реакцій в розчинах – температура і природа розчинника і так далі.
Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин встановлює
ЗАКОН ДІЇ ВАГ, сформульований Гульбертом і Вааге в 1867 році:
швидкість хімічної реакції при постійній температурі прямо пропорційна добутку
молярних концентрацій реагуючих речовин, узятих в стпенюі, рівному
стехіометричному коефіцієнту даної речовини в рівнянні реакції.
Для реакції загального вигляду:
n1А + n2В n3С + n4D
закон можна записати так:
v = k*CAn1*CBn2
де k – константа швидкості реакції. У випадку, якщо реагуючі речовини – гази, замість
концентрацій використовують пропорційні ним величини парціального тиску:
v = k*РAn1*РBn2
Константа швидкості реакції k – це така величина, коли концентрації
реагуючих речовин рівні 1 моль/л. Вона залежить лише від температури і природи
реагуючих речовин. Наприклад, для реакції
2NО + Н2 = N2О + Н2О
закон дії мас виражається співвідношенням:
v = k* СNО2*СН2
З підвищенням температури швидкість реакції значно зростає. Згідно з
наближеним правилом Вант Гоффа, при підвищенні температури на кожних 10о
(при постійному тиску) швидкість реакції збільшується в 2-4 рази. Відношення
=
k t  10
kt
називається температурним коефіцієнтом швидкості реакції. Тут kt+10 – константа
швидкості реакції при температурі t + 10, а kt - константа швидкості реакції при
температурі t.
Величина  для більшості реакцій вагається в інтервалі 2-4. Згідно з правилом
Вант-Гоффа, для кожної реакції  - величина постійна. Проте насправді при
підвищенні температури він різко зменшується. Тому правило Вант-Гоффа дає
задовільні результати лише у вузькому діапазоні температур.
Щоб розрахувати , використовують наступну формулу:
7
t 2  t1

10
kt2
=
k t1
Для обчислення зручніше використовувати вираження в логарифмічному вигляді:
lg
kt2
k t1
=
t 2  t1
* lg 
10
Знаючи  при двох температурах, можна розрахувати її при температурі,
необхідній нам. Точніша залежність константи швидкості реакції від температури
виражається РІВНЯННЯМ АРЕНІУСА:
Еакт =
2 , 303 RT 1T 2
T 2  T1
*lg
kt2
k t1
kt2
де R – універсальна газова постійна, Еакт – універсальна газова постійна, k t 1 відношення констант швидкостей реакцій при температурах t1 і t2.
Молекулярность і порядок реакції
Хімічні реакції розділяють за ознакою молекулярності і за ознакою порядку
реакції.
Молекулярность хімічних реакцій визначається числом молекул, що одночасно
беруть участь в акті хімічного перетворення. За цією ознакою реакції діляться на одно
– (або моно-), дво – (або бі-) і три – (або трі-) -молекулярні.
До одномолекулярних реакцій відносяться деякі реакції розкладання (дисоціації),
внутрішньомолекулярних перегрупувань, радіоактивний розпад, дифузія газів і ін. Це
реакції типа:
А В + С + D…
Наприклад:
I2 = I + I
Вони зустрічаються досить рідкий. Їх описують рівнянням:
v= k*С
До двомолекулярних відносяться такі реакції, в яких у взаємодію вступають по
дві різні молекули різного або одного вигляду:
2А  В + С…
А + В  С + D…
Наприклад:
Н2 + I2 = 2НI
2НI = Н2 + I2
До двомолекулярних реакцій
v= k*С1*С2
або v= k*С2
До тримолекулярних реакцій відносяться реакції, в яких для взаємодії необхідне
зіткнення трьох молекул одного і того ж або різних вигляду:
3А  С + D + Е…
2А + В  F + К …
А + В + С  М + N + Р…
Наприклад:
8
2NO + O2  2NO2
Для них v = k*C , або v = k*C12 * С2, або v = k*C1*С2*С3.
Можна також говорити і про вищу молекулярності, проте насправді одночасне
зіткнення навіть трьох молекул є маловірогідним. Реакцій же вищої молекулярності
невідомо.
Безліч хімічних реакцій протікає як дві або більше простих реакцій і
називаються складними. Вони бувають декількох видів.
Паралельними називаються реакції, коли речовина може одночасно реагувати у
різних напрямах:
В
А
С
Паралельні реакції найчастіше зустрічаються в органічній хімії, коли в
результаті реакції отримують два ізомери. Якщо ці реакції сильно відрізняються за
швидкістю, то реакцію, що володіє більшою швидкістю, називають головною, а
меншою – побічною. Наприклад:
3
 2KCl + 3O2
6 KClO3
 3KClO4 + KCl
Кількість побічних продуктів може бути різною і залежить від швидкості першої
і другої реакції.
Послідовними, або консекутивними, називаються реакції, що проходять з
утворенням проміжних з'єднань:
k1 k2
АВС
Тут В – проміжний, а С – кінцевий продукт. Прикладом може служити взаємодія
міді з сірчаною кислотою при нагріванні:
Cu + H2SO4 = CuO + H2SO3
H2SO3= H2O + SO2
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Суммарно:
Cu + H2SO4 = SO2 + 2H2O + CuSO4
Загальна швидкість ступінчастої реакції залежить від швидкості найбільш
повільної стадії. Закон протікання складної реакції залежить від того, якому закону
підкоряється найповільніша з реакцій. Різновидом складних реакцій є зв'язані реакції
вигляду
A+B
A+CN
де А – актор, В – акцептор, З – індуктор. В даному випадку одна з реакцій протікає лише
тоді, коли паралельно з нею протікає інша. Інакше це явище називається хімічною
індукцією. Відношення, в якому актор розподіляється між індуктором і акцептором,
називають чинником індукції.
Прикладом такої реакції може служити окислення FeSO4 і HI перекисом
водню. FeSO4 окислюється незалежно від HI, останній же в чистому вигляді перекисом
9
не окислюється, але у присутності FeSO4 окислюється незалежно від HI, який в
чистому вигляді перекисом не окислюється, але у присутності FeSO4 окислюється
спільно з ним.
Існують також самопришвидшувальні реакції, в яких один з
продуктів, що отримуються в реакції, прискорює її.
Порядок реакції
В складних реакціях сумарне рівняння хімічного процесу не дає жодних вказівок
про те, по якому закону і механізму він протікає. Тому вводиться поняття порядку
хімічної реакції. Порядок реакції виражається сумою величин показників степнів при
концентрації реагуючих речовин в кінетичному рівнянні для швидкості хімічної реакції
(nс). Лише у простих випадках він дорівнює сумі стехіометричних коефіцієнтів в
рівнянні реакції. При цьому порядок і молекулярность збігаються. Більшість же реакцій
протікають через ряд послідовних стадій, і загальна швидкість визначається не
концентраціями речовин, а концентраціями проміжних продуктів, що беруть участь в
найбільш повільних стадіях. Тому сума показників міри не буде рівна сумі
стехіометричних коефіцієнтів і може виражатися як цілими, так і дробовими числами.
У такому разі порядок не збігається з молекулярностью.
Якщо nс = 1, то це реакції першого порядку, якщо nс = 2 – другого, а якщо nс
= 3 – третього порядку. Реакцій вищого порядку не спостерігається.
Крім того, відомі так звані реакції нульового порядку. У таких реакціях
швидкість постійна в часі і не залежить від концентрацій:
v= k*Со= соnst
Це спостерігається в деяких гетерогенних реакціях, наприклад, обмилення
водою складного малорозчинного у воді ефіру.
Неспівпадання молекулярності і порядку реакції інколи спостерігається в
простих реакціях у випадках, коли одна з речовин узята в надлишку. Наприклад,
реакція інверсії тростинного цукру.
Кінетичні рівняння для реакцій першого – третього порядку мають вигляд:
1. v= k'*С, где k' – константа швидкості реакції першого порядку nс = 1;
2. v= k''*С1*С2, коли С2= С2, то v= k''*С2, где k'' – константа швидкості реакції
другого порядку, nс = 2;
3. v= k'''*С 1*С2*С3, коли С1 = С2= С3, то v= k'''*С3, где k''' – константа швидкості
реакції третього порядку nс = 3.
Провівши ряд перетворень, отримаємо вираження для обчислення константи
швидкості реакції першого порядку:
k' =
2 ,303

lg
a
a x
де а – початкова концентрація речовини (С0), х – кількість речовини, що прореагувала,
до моменту часу  від початку досвіду, а-х – залишок речовини, що не прореагувала.
Поряд з константою швидкості, для характеристики швидкості часто
користуються періодом напівперетворення (напіврозпаду) 1/2, тобто проміжок часу,
протягом якого зазнає перетворення половина даної речовини. Цією величиною
характеризується швидкість радіоактивного розпаду. Для часу 1/2 х = 1/2а, а
константа швидкості реакцій першого порядку набуває вигляд:
10
k' =
2 ,303
 1/ 2
lg 2 ,
а 1/2=
2 ,303
lg 2
k
З рівняння видно, що для одномолекулярних реакцій період напівперетворення
не залежить від початкової концентрації речовини. Протікання хімічної реакції, як
правило, не спостерігається до кінця., тобто до повного зникнення речовин і
перетворення їх в продукти. Практичним припиненням реакції вважається час, за який
прореагувало 99,9% вихідної речовини.
Для реакцій другого порядку вираження для періоду напіврозпаду має вигляд:
k" =
1
, 1/2 =
1/ 2а
1
а k 
Тобто період напівперетворення в реакцій другого порядку назад пропорційний
початковій концентрації речовини в першому ступені. Для реакцій третього порядку:
1/2 =
3
*
2
1
k  * a
2
Тобто період напівперетворення для реакцій третього порядку назад
пропорційний початковій концентрації речовини в другій мірі. Різна залежність 1/2 від
початкової концентрації речовини використовується для дослідного визначення
порядку реакції.
Питання для самоперевірки
1. Що називається середньою та справжньою швидкістю хімічної реакції?
2. Які фактори впливають на її величину?
3. Що називається молекулярністю та порядком реакції? Як класифікують реакції в
кінетиці?
4. Який фізичний зміст константи швидкості реакції?
5. Що таке період напіврозпаду?
Література
1.1. С.170-179,
1.5.С.228-244,
1.6.С.142-150.
ОПОРНИЙ КОНСПЕКТ
Сутність хімічної кінетики. Закон дії ваг. Класифікація хімічних реакцій в кінетиці
ХІМІЧНА КІНЕТИКА – вчення про швидкість та механізм протікання хімічних реакцій та про залежність
її від різних факторів.
середня
v  
справжня
v  
C 2  C1
 2 1
ШВИДКІСТЬ
 ЗАКОН ДІЇ ВАГ
dC
d
n1A + n2B + n3C  n4D + n5E + n6F
v  k *CA
n1
*CB
11
n2
* CC
n3
k – константа швидкості реакції - С = 1 моль/л
Швидкість реакції залежить від:  концентрації (тиску)
 температури
 природи речовин
 присутності каталізатора
 ПРАВИЛО ВАНТ-ГОФФА:
k t2

t 2  t1
10
; lg
k t1
k t2

t 2  t1
k t1
lg 
10
 - температурний коефіцієнт
КЛАСИФІКАЦІЯ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ
За молекулярністю:  одномолекулярні А  В + С + D
 двомолекулярні 2A  B + C; A + B  C + D
1.
 тримолекулярні 3A В + С + D; 2A + B  C + D;
A + B + C В + E + F
В
Складні реакції:
 паралельні
А
АВС
 послідовні
С
(консекутивні)
 зв’язані
А+ВМ
А = актор, В – акцептор, С - індуктор
А + С N
2. За порядком:  nC
І порядку 
dC
ІІ порядку 
dC
 k C ; k  
d
d
2 ,303

 k  C 1 * C 2 ; k   
lg
1

a
ax
lg
a
a (a  x)
Період напівперетворення 1/2
k 1 
2 ,303

2
lg 2 ; 

1
2 ,303
2
1
k
lg 2
2
k 1 
2
2 ,303

*a
1
;

1
2
1
ak 
2
12
- коли С1=С2 = а
Завдання для СРС №23. Середня та справжня швидкість хімічної реакції.
Хімічні перетворення супроводжуються перебудовою електронних структур
частинок реагуючих речовин (атомів, молекул, іонів тощо) і утворенням нових частинок з
новими електронними структурами та властивостями. Відповідно швидкість хімічної
реакції та механізм її перебігання залежать від міцності хімічного зв'язку в існуючих
частинках. Чим легше руйнуються ці зв'язки, тим більшою буде швидкість реакції.
Зміну швидкості процесу можна спостерігати за зміною будь-якої властивості
системи: якщо одна з вихідних або одержаних речовин газ - за зміною об'єму або тиску в
закритій посудині при сталій температурі. Інколи можна спостерігати за появою осаду,
зміною забарвлення, електропровідності.
Розділ хімії, який вивчає швидкість та механізм хімічних перетворень, називають
хімічною кінетикою. Основна задача хімічної кінетики - управління хімічним процесом з
метою досягнення максимальної швидкості реакції та максимального виходу продукту
реакції. Швидкість хімічної реакції визначається кількістю речовини, що прореагувала за
одиницю часу в одиниці об’єму. Швидкість даної хімічної реакції за незмінних зовнішніх
умов з часом змінюється. В міру того як витрачаються вихідні речовини, швидкість
процесу зменшується.
Тому числові значення швидкості реакції будуть різними в залежності від того, за
який проміжок часу розглядають зміну концентрацій.
Якщо за проміжок часу 2 - 1 концентрація однієї з реагуючих речовин змінилася
від початкової С1 до кінцевої С2, то визначають середню швидкість реакції за даний
проміжок часу: v  
C 2  C1
 2 1
.
Швидкість реакції вданий період часу визначається за рівнянням v  
Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції, наступні:
1. природа реагуючих речовин;
2. агрегатний стан реагуючих речовин;
3. концентрація реагуючих речовин;
4. температура;
5. для газів – тиск;
6. для розчинів – природа і температура розчинника;
7. наявність каталізатора.
13
dC
d
.
Питання для самоперевірки
1. Яка наука вивчає швидкість реакції?
2. Як змінюється швидкість реакції у часі?
3. В чому різниця між справжньою та середньою швидкістю реакції?
Література:
1.1. С.170-179,
1.5.С.228-244,
1.6.С.142-150.
ПРАКТИЧНА РОБОТА №18
Тема: ВИЗНАЧЕННЯ ШВИДКОСТЕЙ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ
Мета: навчитись розраховувати швидкості хімічних реакцій за допомогою закону дії ваг.
Устаткування: калькулятори.
ХІД РОБОТИ
Теоретичне обґрунтування. Основним поняттям хімічної кінетики є швидкість
хімічної реакції, яка визначається кількістю речовини, що прореагувала за одиницю часу в
одиниці об’єму.
Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин встановлює
ЗАКОН ДІЇ ВАГ: швидкість хімічної реакції при постійній температурі прямо
пропорційна добутку молярних концентрацій реагуючих речовин, узятих в
ступеню, рівному стехіометричному коефіцієнту даної речовини в рівнянні реакції.
Для загальної хімічної реакції типу n1A + n2B  n3C + n4D закон дії ваг має
наступний вигляд:
v = k*CAn1*CBn2 (18.1).
У випадку, якщо реагуючі речовини – гази, замість концентрацій використовують
пропорційні ним величини парціального тиску:
v = k*РAn1*РBn2 (18.2).
де k – константа швидкості реакції.
Приклад 1. Як зміниться швидкість прямої реакції 2NO + O2  2NO2 при збільшенні
тиску в три рази при постійній температурі?
Розв’язання
1. Для визначення швидкості реакції, використовуємо закон дії ваг. Визначимо
швидкість до зміни тиску:
V1 = k * PNO2*PO2
2. Визначимо швидкість реакції після зміни тиску:
V1 = k * (3PNO) 2*3PO2 = 27 k * PNO2*PO2
3.
V2
V1
Знайдемо співвідношення

2
27 * k * P
NO
2
* PO 2
V2
V1
:
= 27
k * PNO * PO 2
Відповідь: швидкість прямої реакції збільшиться у 27 разів.
І. ДАЙТЕ ВІДПОВІДІ НА ТЕСТИ
Варіант 1
1. За міру швидкості хімічної реакції приймають:
14
а) концентрацію;
б) тиск;
в) об’єм.
2. Залежність швидкості реакції від концентрації речовин встановлює:
а) закон дії ваг;
б) правило Вант-Гоффа.
3. Швидкість реакції залежить від:
а) температури;
б) концентрації (тиску);
в) часу реакції;
г) природи речовин;
д) присутності каталізатора.
4. Послідовні реакції інакше називаються:
а) паралельними;
б) зв’язаними;
в) консекутивними.
5. Кінетичне рівняння для реакцій 1 порядку має вигляд:
а) 
dC
б) 
dC
d
d
 k C ; k  
2 ,303

 k  C 1 * C 2 ; k   
lg
1

a
ax
lg
;
a
a (a  x)
.
Варіант 2
1. Швидкість реакції буває:
а) проміжна;
б) справжня;
в) середня.
2. Залежність швидкості реакції від температури встановлює:
а) закон дії ваг;
б) правило Вант-Гоффа.
3. Константу швидкості реакції визначають у реакції з концентрацією речовин:
а) 10 моль/л;
б) 1 моль/л;
в) 1 моль-екв/л.
4. A + B  C + D – це схема запису реакції:
а) одномолекулярної;
б) двомолекулярної;
в) складної.
5. Кінетичне рівняння для реакцій 2 порядку має вигляд:
а) 
dC
б) 
dC
d
d
 k C ; k  
2 ,303

 k  C 1 * C 2 ; k   
lg
1

a
ax
lg
;
a
a (a  x)
.
15
ІІ. РОЗВ’ЯЖІТЬ ЗАДАЧІ
1. Визначте, як зміниться швидкість прямої та зворотної реакції при збільшенні тиску в 2
рази.
Варіант
Рівняння реакцій
1
С6Н6 + 2Н2О  2СО + 5Н2
2
С2Н2 + 2Н2  С2Н6
3
N2 + 3Н2  2NН3
4
2CО2  2СО + О2
5
СО + Н2О  СО2 + Н2
6
Н2 + І2  2НІ
2. Визначте, як зміниться швидкість прямої та зворотної реакції при збільшенні
концентрації другої речовини в 3 рази.
Варіант
Рівняння реакцій
1
SО2 + Сl2  SО2Сl2
2
2SО2 + О2  2SО3
3
4НСl(г) + О2  2Н2О(г) + 2Сl2
4
СН4 + СО2  2СО + 2Н2
5
H2 + Br2  2HBr
6
СО + Н2О  СО2 + Н2
ІІІ. РОЗВ’ЯЖІТЬ ЗАДАЧІ ЗА ІНДИВІДУАЛЬНИМИ ЗАВДАННЯМИ
1. У скільки разів збільшиться швидкість реакції типу n1A + n2B  n3C + n4D, якщо:
а) збільшити в 3 рази концентрацію речовини В; б) збільшити тиск похідних речовин у 2
рази?
Варіант
Рівняння реакцій
1
N2 + 3Н2  2NН3
2
2СО + О2  2СО2
3
СН3СНО(г) + О2  С2Н5ОН(г)
4
2СО + 2Н2  СН4 + СО2
5
2SО2 + О2  2SО3
6
СО2 + Н2  СО + Н2О(р)
7
SО2 + Сl2  SО2Сl2
8
СН4 + СО2  2СО + 2Н2
9
СО + Н2О  СО2 + Н2
10
2SО2 + О2  2SО3
11
С6Н6 + 2Н2О  2СО + 5Н2
12
Н2 + І2  2НІ
13
H2 + Br2  2HBr
14
С2Н2 + 2Н2  С2Н6
15
2CО2  2СО + О2
а) збільшити в 2 рази концентрацію речовини В; б) збільшити тиск похідних речовин у 3
рази?
16
Варіант
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Рівняння реакцій
N2 + 3Н2  2NН3
2СО + О2  2СО2
СН3СНО(г) + О2  С2Н5ОН(г)
2СО + 2Н2  СН4 + СО2
2SО2 + О2  2SО3
СО2 + Н2  СО + Н2О(р)
SО2 + Сl2  SО2Сl2
СН4 + СО2  2СО + 2Н2
СО + Н2О  СО2 + Н2
2SО2 + О2  2SО3
С6Н6 + 2Н2О  2СО + 5Н2
Н2 + І2  2НІ
H2 + Br2  2HBr
С2Н2 + 2Н2  С2Н6
2CО2  2СО + О2
Література
1. Гамеева О. С. Физическая и коллоидная химия: учебник. – М.: Высш. шк.,
1977.
1.2. Гамеева О. С. Сборник задач и упражнений по физической и коллоидной
химии. – М.: Высш. шк., 1980.
1.3. Ахметов В. Б. Задачи и упражнения по физической и коллоидной химии. – Л.:
Химия, 1980.
1.4. Гомонай В. І. Фізична та колоїдна хімія – Вінниця: нова книга, 2007. – 496 с.
1.5. Фізична хімія: Підручник /Л. С. Воловик, Є. І. Ковалевська, В. В. Манк та їн.
– К.: «Інкос», 2007. – 196с.
Домашнє завдання:
1.1. С. 170 - 182;
1.2.С. 105-115.
Лабораторна робота №16
Тема: ЗАЛЕЖНІСТЬ ШВИДКОСТІ РЕАКЦІЇ ВІД ТЕМПЕРАТУРИ
Ціль: вивчити залежність швидкості реакції від температури, скласти графік
залежності для заданих умов.
Теоретичне обґрунтування: коли до розчину сірчаної кислоти прилити розчин
тіосульфату натрію, наступає його помутніння. Помутніння визвано виділенням
наприкінці реакції вільної сірки за рівнянням:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O + S
Час, який проходить від початку реакції до помітного помутніння, залежить від швидкості
реакції.
17
Прибори та матеріали.
Устаткування: пробірки, піпетки, термометр, секундомір, хімічна склянка,
електроплитка.
Реактиви: тіосульфат натрію, сірчана кислота, вода.
ХІД РОБОТИ
1. Для досліду взяти розчини Na2S2O3 та H2SO4. Налити в три великі пробірки по
10 мл тіосульфату, в інші три пробірки – по 10 мл сірчаної кислоти та
розподілити їх на три пари: по пробірці з Na2S2O3 та H2SO4 в кожній парі.
Відмітити температур повітря в лабораторії та час за секундною стрілкою
годинника. Злити разом розчини першої пари пробірок та відмітити, через
скільки секунд з’явиться муть.
2. Другу пару пробірок помістити в хімічну склянку з водою та нагріти на
100Свище за кімнатну. За температурою стежити за термометром, зануреним у
воду. Злити вміст пробірок та відмітити, через скільки секунд з’явиться муть.
3. Повторити дослід з третьою парою пробірок, нагрівши їх в склянці з водою до
температури на 200С вище за кімнатну. Результати записати до таблиці:
№
Число мл
Число мл
t0 С
Час з’явлення
з/п
Na2S2O3
H2SO4
муті, сек.
1.
2.
3.
4. Скласти графік, що ілюструє залежність швидкості реакції від температури для
даного досліду. Для цього по осі абсцис нанести у певному масштабі
температуру досліду, а по осі ординат – величини, зворотні часу появлення
муті. Зробити висновок про виконану роботу.
Висновок. У висновку слід відмітити, як впливає температура на швидкість
хімічної реакції.
Лабораторна робота №17
Тема: ЗАЛЕЖНІСТЬ ШВИДКОСТІ РЕАКЦІЇ ВІД КОНЦЕНТРАЦІЇ РЕАГУЮЧИХ
РЕЧОВИН
Ціль: вивчити залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин,
скласти графік залежності для заданих умов.
Прибори та матеріали.
Устаткування: пробірки, піпетки, термометр, секундомір.
Реактиви: тіосульфат натрію, сірчана кислота, вода, дистильована вода.
ХІД РОБОТИ
1. В три великі пробірки налити розбавлений (1:200) розчин тіосульфату натрію: в
першу – 5 мл, в другу – 10 мл, в третю – 15 мл. Потім до вмісту двох перших
пробірок додати дистильовану воду: в 1 – 10 мл, в другу – 5 мл. В кожну з трьох
пробірок прилити при помішуванні по 5 мл розбавленої сірчаної кислоти і
точно відмітити за секундною стрілкою годинника, через скільки секунд після
18
№
з/п
1.
2.
3.
приливання кислоти спостерігається утворення муті в кожній пробірці.
Результати спостережень записати до таблиці:
Число мл
Число мл
Число мл
Час з’явлення
Na2S2O3
Н2О
H2SO4
муті, сек.
2. Побудувати графік залежності швидкості реакції від концентрації речовин.
Зробити висновок про виконану роботу.
Висновок. У висновку слід відмітити, як впливає збільшення концентрації
реагуючих речовин на швидкість хімічної реакції.
Лекція №28
Тема: Теорія активації молекул. Рівняння Арреніуса. Встановлення оптимальних умов
ведення хімічних процесів.
План
1. Поняття про активацію молекул
2. Засоби активації
3. Рівнняння Арреніуса
4. Визначення оптимальних умов хімічних процесів
Сильну зміну швидкості реакції із зміною температури пояснює теорія активації.
Згідно цієї теорії в хімічну взаємодію вступають лише активні молекули (частки), що
володіють енергією, достатньою для здійснення даної реакції. Неактивні частки можна
зробити активними, якщо надати їм необхідну додаткову енергію, - цей процес
називається активацією.
Один із способів активації - збільшення температури: при підвищенні температури
число активних часток значно зростає, завдяки чому різко збільшується швидкість.
Енергія, яку треба повідомити молекулам (часткам) реагуючих речовин, щоб перетворити
їх на активні, називається енергією активації. Її визначають дослідним шляхом,
позначають буквою Еaкт і зазвичай виражають в кДж/моль. Так, наприклад, для з'єднання
водню і йоду (Н2 + I2 = 2Нi) Еа = 167,4 кДж/моль, а для розпаду іодоводню (2Нi = Н2 + I2)
Еакт = 186,2 кДж/моль. Енергія активації залежить від природи реагуючих речовин і
служить характеристикою кожної реакції.
Згідно простої моделі зіткнень хімічна реакція між двома вихідними речовинами
може відбуватися тільки в результаті зіткнення молекул цих речовин. Але не кожне
зіткнення веде до хімічної реакції. Необхідно подолати певний енергетичний бар'єр, щоб
молекули почали один з одним реагувати. Тобто молекули повинні володіти певною
мінімальною енергією (енергія активації - Еакт), щоб цей бар'єр подолати. З розподілу
Больцмана для кінетичної енергії молекул відомо, що число молекул, що володіють
енергією Е>Еакт, пропорційно
. У результаті швидкість хімічної реакції
представляється рівнянням, яке було отримано шведським хіміком Сванте Арреніус з
термодинамічних міркувань:
19
Тут А характеризує частоту зіткнень реагуючих молекул, R - універсальна газова стала.
У рамках теорії активних зіткнень залежить від температури, але ця залежність досить
повільна.
Оцінки цього параметра показують, що зміна температури в діапазоні від 200 C до
300 C приводить до зміни частоти зіткнень на 10%.
У рамках теорії активовного комплексу виходять інші залежності
від
температури, але у всіх випадках більш слабкі, ніж експонента.
Рівняння Арреніуса стало одним з основних рівнянь хімічної кінетики, а енергія
активації - важливою кількісною характеристикою реакційної здатності речовин.
Найбільш зручно використовувати рівнянна Арреніуса в логарифмічній формі:
Еакт = 2,303R
T 2 * T1
T 2  T1
*
lg
k T2
k T1
Визначення оптимальних умов для ведення хімічних процесів вимагає в кожному
окремому випадку довгих і копітких досліджень, що носять в основному хімічний і
фізико-хімічний характер. Процеси хімічного перетворення речовини протікають через
ряд послідовних стадій. Швидкість таких процесів визначається найбільш повільною
стадією, яка називається лімітуючою. Якщо лімітуючої стадією всього процесу є хімічна
взаємодію, а швидкість підведення вихідних речовин і відведення продуктів реакції не
впливає на швидкість процесу, то говорять, що процес протікає в кінетичній області. У
цьому випадку швидкість процесу визначається законами хімічної кінетики. Для процесів
хімічного перетворення речовини, що протікають в кінетичній області, значення
константи швидкості реакції з підвищенням температури зазвичай різко зростає, отже,
швидкість процесу значно збільшується.
У процесах хімічного перетворення речовини швидкість власне хімічної реакції не
завжди визначає швидкість перетворення. Ці фізичні явища, як було вже сказано, в певних
умовах можуть надавати навіть вирішальний вплив, і, отже, для правильного вибору
технологічних умов ведення процесу і його апаратурного оформлення необхідне знання
основних факторів, що впливають на швидкість хімічного перетворення речовини. До
таких факторів належать насамперед температура, тиск і концентрація вихідних
продуктів.
Матеріальний баланс процесу хімічного перетворення речовини складається на
основі закону збереження маси (матерії) і має форму рівняння.
Тепловий баланс процесу хімічного перетворення речовини складається на основі
закону збереження енергії і так само, як матеріальний баланс, записується у вигляді
рівняння.
Нерідко в процесах хімічного перетворення речовини швидкості хімічної реакції та
дифузії співмірні. Тоді швидкість всього процесу є складною функцією хімічних і
дифузійних явищ і процес протікає в перехідній дифузійно-кінетичній області.
Однак можуть зустрічатися процеси хімічного перетворення речовини, в яких
визначальною стадією є не сам акт хімічної взаємодії речовин, а стадія підведення реагує
речовини в зону реакції. У цьому випадку процес протікає в дифузійній області і
швидкість його визначається фізичними законами дифузії.
20
Найважливішою кількісною характеристикою процесу хімічного перетворення
речовин є його швидкість.
Зміна внутрішньої енергії в процесі хімічного перетворення речовини відбувається,
як і в інших випадках, шляхом поглинання (або виділення) теплоти і здійснення роботи.
Остання зазвичай мала; вона може бути обчислена або нею можна знехтувати. Теплота ж
реакції частозначна; вона може бути у багатьох випадках безпосередньо виміряна.
Вивченням теплот хімічних реакцій, як ви вже знаєте, займається термохімія.
Отже, якісно новий характер процесів хімічного перетворення речовин отримує
відображення в підпорядкуванні їх особливим закономірностям. До хімічних явищ
застосовна теорія випадкових процесів. Причому окремі відхилення (індивідуальні,
елементарні хімічні акти) від статистичного середнього значення настільки несуттєві, що
висновки теорії ймовірності набувають сили закону. Тому хімічні закони, оскільки вони
відносяться в основному до сум часток (речовині) або сукупності елементарних хімічних
актів (реакції), носять статистичний характер.
Питання для самоперевірки
1. Що таке енергія активації?
2. Від чого вона залежить?
3. Запішіть рівняння Арреніуса в логарифмічній формі.
4. Як підібрати оптимальні умови ведення хімічних процесів?
Література
1.1. С.180-183, 206-211,
1.5.С.245-246.
ОПОРНИЙ КОНСПЕКТ
Теорія активації молекул. Рівняння Арреніуса
Реакції – при зіткненні активних молекул ( Еакт)
Nакт= N0*е –Еакт/R – кількість активних молекул
Рівняння розподілу молекул за величиною енергії – Больцмана
При Т - Nакт 
К
Із Т - Nакт 
Еакт – енергетичний бар’єр
(кДж/моль)
Еакт
Еакт
А
енергія
lnk = A/T + B
І U1
QV
Хід реакції
В
U2 ІІ
РІВНЯННЯ АРРЕНІУСА: Еакт = - АR
21
2 ,303 R * T 2 * T1 lg
E акт 
k T2
k T1
T 2  T1
Каталізатор -  Еакт
Дезактивація
Завдання для СРС №24. Ланцюгові реакції та їх особливості.
Ланцюговими називають реакції, які протікають через ряд елементарних реакцій,
що регулярно повторюються. Вони досить поширені. За таким механізмом протікають
реакції горіння, галогенування, полімеризації тощо. Засновниками сучасної теорії
ланцюгових реакцій є радянські вчені Д. В. Алєксєєв та М. М. Семенов. До ланцюгових
реакція відносяться реакції розкладання перекису водню у водних і інших розчинах, газові
реакції горіння і окислення, фотохімічні реакції і ін.
Ланцюгом називається послідовність протікаючих один за одним елементарних
актів – циклів регенерації. Якщо при розвитку ланцюга число активних часток
залишається незмінним, то така реакція називається нерозгалуженою (а); коли ж на зміну
одній активній частинці приходить велика кількість таких же частинок – це розгалуджена
реакція (б, в).
Якщо розгалуження ланцюгів йде швидко, то реакція протікає короткий час і
закінчується вибухом або спалахом. Поряд з розгалуженням ланцюгів, відбувається також
їх обрив. Якщо вірогідність розриву велика, то розгалуження не заходити далеко і реакція
йде повільно. Це спостерігається при низькому тиску. При зростанні тиску обриву
ланцюгів важко і ланцюги розгалужуються сильно. Досягши верхньої межі тиску,
розгалуження ланцюгів стає неможливим, ланцюги обриваються, реакція не йде. Нижня
межа залежить від форми судини, а верхній – ні. Він залежить від домішок. Розгалуженим
процесом є, наприклад, розщеплювання ядер важких металів під впливом нейтронів.
Ланцюгові реакції мають ряд особливостей:
22
1.
Проявляють високу чутливість до слідів як позитивних, так і негативних
каталізаторів.
2.
Швидкість реакції залежить від геометричної форми і матеріалу судини, в
якій вони протікають: у вузьких судинах протікають повільніше, ніж в широких, можуть
прискорюватися або сповільнюватися стінками судини, а також наповнювачами:
фарфором, кварцем, склом і ін.
3.
Ланцюгові реакції окислення газів мають верхня і нижня межі тиску
(концентрацій), нижче і вище за яких ці реакції не йдуть, або протікають повільно. У
межах тиску спостерігається вибух або займання.
Суть ланцюгового механізму наступна. Активна частка (радикал або атом) реагує і
дає початок новій активній частці. Процес цей повторюється багато раз. Утворюється
ланцюг перетворень неактивних молекул в активних.
Для ланцюгових реакцій характерні три стадії: 1 – зародження; 2 – розвиток; 3 –
обрив ланцюга.
Зародження ланцюга починається із утворення активної частинки, що потребує
затрати енергії. Активними проміжними продуктами (індукторами) є вільні атоми чи
радикали, які мають неспарені електрони й не можуть довго існувати.
Розвиток ланцюга є періодичним повторенням стадій реакції за участю активних
молекул, які називаються ланками ланцюга.
Середня кількість ланок ланцюга, утворених однією активною частинкою,
називається довжиною ланцюга.
Обрив ланцюга відповідає зникненню активних частинок. Він має місце при
зіткненні двох вільних атомів чи радикалів (рекомбінації).При малому тиску
(концентраціях) ланцюга швидко досягають стінок і обриваються на них. При великому
тиску збільшується число потрійних зіткнень і обрив ланцюгів в об'ємі. Цим і
пояснюється існування верхньої і нижньої межі тиску. У ряді випадків в утворенні
ланцюгів беруть участь вільні радикали. Їх утворення спостерігається при полімеризації.
Окрім ланцюгів, що розвиваються через атоми або радикали, так званих речових
або матеріальних, існують енергетичні ланцюги, при яких від однієї молекули до іншої
передається надлишкова енергія збудження.
Питання для самоперевірки
1. Які реакції називаються ланцюговими?
2. Які механізми розвитку ланцюгів вам відомі?
3. Поясніть особливості ланцюгових реакцій.
4. В чому їх особливості?
Література:
1.1. С. 206-211.
ПРАКТИЧНА РОБОТА №19
Тема: РОЗРАХУНОК КОСНТАНТ ШВИДКОСТЕЙ РАКЦІЙ ПРИ РІЗНИХ
ТЕМПЕРАТУРАХ, ТЕМПЕРАТУРНОГО КОЕФІЦІЄНТУ РЕАКЦІЇ, ЕНЕРГІЇ
АКТИВАЦІЇ
Мета: навчитись розраховувати константи швидкості хімічних реакцій, температурний
коефіцієнт (за приблизним правилом Вант-Гоффа), енергію активації реакцій.
23
Устаткування: калькулятори
ХІД РОБОТИ
Теоретичне обґрунтування. Щоб зрозуміти вплив різних факторів на швидкість
реакції, слід знати, що величина константи швидкості залежить не тільки від природи
реагуючих речовин та температури, але й від кількості активних молекул, від терміну
находження активних молекул в зоні їх взаємодії, від певної взаємної орієнтації молекул в
просторі.
Вплив температури на швидкість реакції визначається правилом Вант-Гоффа, але більш
вірно для широкого інтервалу температур - рівняння Арреніуса. При рішенні задач ці
рівняння використовують у наступному вигляді:
lg
k T2

T 2  T1
k T1
(19.1) – правило Вант – Гоффа;
lg 
10
T 2 * T1
Еакт = 2,303R
T 2  T1
* lg
k T2
k T1
(19.2) - рівняння Арреніуса.
В хімічній кінетиці важливе значення має класифікація реакцій за молекулярністю та
порядком. Рівняння для визначення константи швидкості реакції 1 та 2 порядку, а також
для періоду напіврозпаду мають вигляд:
для реакцій 1 порядку: k =
2 ,303
для реакцій 2 порядку: k =
1


*
lg
a
(19.3);
ax
a
(38);
a (a  x)
для періоду напіврозпаду: k1/2 =
2 ,303
 1/ 2
(39) – для реакцій 1 порядку, тощо.
lg 2
Приклад 1. При температурі 456,2К константа швидкості реакції 2НІН2+І2 дорівнює
1,57*10-8 с-1. При збільшенні температури до 700К константа швидкості збільшилась до
0,51*10-4с-1. Визначити енергію активації і температурний коефіцієнт.
Розв’язання
1. Визначаємо енергію активації за рівнянням Арреніуса:
Еакт=2,303*8,314*103*
700 * 456 , 2
700  456 , 2
* lg
0 , 51 * 10
1, 57 * 10
4
8
=88069498(Дж/кмоль).
2. Визначаємо температурний коефіцієнт за правилом Вант-Гоффа:
lg =
10
700  456 , 2
* lg
0 , 51 * 10
1, 57 * 10
4
8
= 0,144
За допомогою калькулятора знаходимо температурний коефіцієнт:  = 1,393.
Відповідь:  = 1,393.
І. ДАЙТЕ ВІДПОВІДІ НА ТЕСТИ
Варіант 1
1. Теорія активації молекул належить:
а) Д.П. Коновалова;
б) С. Арреніусу;
в) Больцману.
2. Хімічна реакція відбувається при зіткненні молекул:
а) тільки активних;
24
б) як активних, так і неактивних;
в) в залежності від температури.
3. 2A + B  C + D – це схема запису реакції:
а) двомолекулярної;
б) тримолекулярної.
4. Рівняння Больцмана має вигляд:
а) Nакт= N0*е –Еакт;
б) Nакт= N0*е –Еакт/R;
в) Nакт= N0*е –R.
5. Енергія активація позначається у одиницях розмірності :
а) кДж/моль;
б) г/моль;
в) кДж.
Варіант 2
1. Залежність швидкості реакції від енергії активації:
а) пряма;
б) зворотна.
2. Рівняння Арреніуса має вигляд:
а) Еакт = АR;
б) Еакт = - АR;
в) Еакт = - АR2.
3. У зв’язаних реакціях буквою В звичайно позначають:
а) актор;
б) акцептор.
4. Температурний коефіцієнт позначають як:
а) ;
б) ;
в) .
5. Молекулярність співпадає з порядком:
а) тільки у простих реакціях;
б) тільки у складних реакціях;
в) в залежності від умов;
г) ніколи.
ІІ. РОЗВ’ЯЖІТЬ ЗАДАЧІ
1. При нагріванні системи від температури Т1 до температуриТ2 швидкість реакції
збільшилась у n разів. Визначити температурний коефіцієнт швидкості реакції.
Варіант
Рівняння реакцій
Т1, К
Т2, К
n
1
497
574,5
236,111
H2 + Br2  2HBr
2
524,6
550,7
6,115
H2 + Br2  2HBr
3
599,0
672,0
40,571
Н2 + І2  2НІ
4
683,0
716,0
5,690
Н2 + І2  2НІ
5
456,2
700,0
333,333
2НІ  Н2 + І2
6
1251,4
1525,2
43,857
2NO  N2 + О2
25
2.Розпад Н2О2 у водному розчині підпорядковується закону одномолекулярних реакцій.
Константа швидкості 8,468*10-5с-1. Визначити час, за який Н2О2 розпадається на:
Варіант
%
1
45
2
50
3
66
4
68
5
80
6
99,9
ІІІ. РОЗВ’ЯЖІТЬ ЗАДАЧІ ЗА ІНДИВІДУАЛЬНИМИ ЗАВДАННЯМИ
За значеннями констант швидкостей реакцій при двох температурах визначте константу
швидкості при температурі Т3 та енергію активації.
Варіант
Рівняння реакцій
Т1, К
Т2, К
Т3, К
k1,
k1,
3
3
м /кмоль*с м /кмоль*с
1
574,5
497,2
483,2
0,14*10-2
0,6*10-5
H2 + Br2  2HBr
2
599
672
648,2
0,24*10-4
0,96*10-3
Н2 + І2  2НІ
3
1525,2 1251,4 1423
784,317
17,88
2NO  N2 + О2
-5
4
298,2
288,2
388,2
3,3*10
0,7*10-5
N2O5  N2О4 + ½ О2
5
953
918,2
988,2
3,05*10-4
6,3*10-5
РН3  Р (тв) + 3/2Н2
6
552,2
593,2
688,2
10,15*10-7
2,2*10-5
SO2Cl2  SO2 + Cl2
7
288,2
313,2
303,2
5,1*10-6
1,35*10-4
CO + H2O  CO2 + H2
8
655,0
745
698
8,83*10-5
1,126*10-2
COCl2  СО + Cl2
9
273
303,2
288,2
0,55*10-3
0,35*10-1
C2H5ONa+CH3I
C2H5OCH3 + NaI
10
550,7
524,6
568,2
2,65*10-4
4,33*10-5
H2 + Br2  2HBr
11
683,0
716
693,2
10,98*10-4
6,25*10-3
Н2 + І2  2НІ
12
628,4
780,4
976,2
13,48*10-7 17,67*10-4
2НІ  Н2 + І2
13
986,0 1165,0 1053,2
0,112
16,28
2NO2  N2 + 2О2
14
288,2
313,2
303,2
51,67*10-7 13,58*10-4
CO + H2O  CO2 + H2
15
655,0
745,0
698,2
88,3*10-6
11,27*10-3
COCl2  СО + Cl2
16
833,2
923,2
956,2
11,45*10-5
2,43*10-3
(CН2)3 СН3-СН=СН2
17
273,1
288,1
293,1
7,87*10-7
1,05*10-5
N2O5  N2О4 +1/2 О2
18
575
629
647
1,22*10-6
3,02*10-5
2НІ  Н2 + І2
19
265,2
273,7
288
2,12*10-3
2,35*10-3
2NO + Br2  2NOBr
20
655,0
745,0
698
0,53*10-2
67,6*10-2
COCl2  СО + Cl2
21
574,5
497,2
483,2
0,14*10-2
0,6*10-5
H2 + Br2  2HBr
22
288,2
313,2
303,2
0,51*10-5
1,35*10-4
CO + H2O  CO2 + H2
23
273,0
303,2
288,2
0,00055
0,035416
C2H5ONa+CH3I
C2H5OCH3 + NaI
24
655,0
745
698
8,83*10-5
1,126*10-2
COCl2  СО + Cl2
25
574,5
497,2
483,2
1,427*10-3
6*10-6
H2 + Br2  2HBr
26
Н2 + І2  2НІ
2НІ  Н2 + І2
2NO  N2 + О2
N2O5  N2О4 +1/2 О2
РН3  Р (тв) + 3/2Н2
599,0
672,0
648,2
2,43*10-5
9,47*10-4
456,2
700,0
923,2
1,57*10-8
5,17*10-5
1525,2 1251,4 1423,2
784,32
17,88
-5
298,2
288,2
388,2
3,38*10
7,92*10-6
953,2
918,2
988,2
3,05*10-4
6,33*10-5
Література
1. Гамеева О. С. Физическая и коллоидная химия: учебник. – М.: Высш. шк.,
1977.
1.2. Гамеева О. С. Сборник задач и упражнений по физической и коллоидной
химии. – М.: Высш. шк., 1980.
1.3. Ахметов В. Б. Задачи и упражнения по физической и коллоидной химии. – Л.:
Химия, 1980.
1.4. Гомонай В. І. Фізична та колоїдна хімія – Вінниця: нова книга, 2007. – 496 с.
1.5. Фізична хімія: Підручник /Л. С. Воловик, Є. І. Ковалевська, В. В. Манк та їн.
– К.: «Інкос», 2007. – 196с.
Домашнє завдання:
1.1. С. 170 - 182;
1.2.С. 105-115.
26
27
28
29
30
ЗАВДАННЯ
для контрольної роботи №6 за темою «Хімічна кінетика»
1.
2.
3.
4.
1.
2.
3.
4.
Варіант 1
Сутність хімічної кінетики. Середня та справжня швидкість хімічної реакції.
Що таке енергія активації? Як залежить швидкість реакції від цієї величини?
Визначте, як зміниться швидкість прямої та зворотної реакції СО + Н 2О  СО2
+ Н2 при збільшенні тиску в 3 рази.
За значеннями констант швидкостей реакції 2NO  N2 + О2 k1=784,317
м3/кмоль*с, k2=17,88 м3/кмоль*с при двох температурах
Т1=1525,2К,
Т2=1251,4К визначте константу швидкості при температурі Т3=1423К і
температурний коефіцієнт швидкості реакції. Вважати, що порядок та
молекулярність співпадають.
Варіант 2
Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції.
Кінетичні рівняння реакцій І і ІІ порядку для періоду напіврозпаду.
Визначте, як зміниться швидкість прямої та зворотної реакції СН4 + СО2 
2СО + 2Н2при збільшенні тиску в 4 рази.
За значеннями констант швидкостей реакції Н2 + І2  2НІ k1=0,14*10-2
м3/кмоль*с та k2=0,568*10-1 м3/кмоль*с при температурах Т1=599,0К та
Т2=672,0К вирахуйте енергію активації та температурний коефіцієнт швидкості
реакції.
27
1.
2.
3.
4.
1.
2.
3.
4.
1.
2.
3.
4.
Варіант 3
Фізичний зміст константи швидкості хімічної реакції.
Два основних шляхи зміни швидкості хімічної реакції.
Визначте, як зміниться швидкість прямої та зворотної реакції 2SО2 + О2  2SО3
при збільшенні тиску в 2 рази.
За значеннями констант швидкостей реакції CO + H2O  CO2 + H2 k1= 0,51*105 3
м /кмоль*с, k2= 1,35*10-4 м3/кмоль*с при двох температурах Т1= 288,2К, Т2 =
313,2К визначте константу швидкості при температурі Т3=303,2К і
температурний коефіцієнт швидкості реакції Вважати, що порядок та
молекулярність співпадають.
Варіант 4
Сутність правила Вант-Гоффа. Що показує температурний коефіцієнт
швидкості реакції?
Кінетичні рівняння реакцій І та ІІ порядку.
Визначте, як зміниться швидкість прямої та зворотної реакції N2 + 3Н2  2NН3
при збільшенні тиску в 3 рази.
Визначити, скільки речовини в реакції 2NO 2  2NО + О2 прореагувало до
моменту часу =60 хвилин, коли відомі константи швидкості реакції k=1,398
м3/кмоль*с при температурі 873К та початкові концентрації реагуючих речовин
С0=2,00, кмоль/м3. Прийняти, що порядок та молекулярність співпадають.
Варіант 5
Класифікація реакцій за молекулярністю та порядком.
Як можна зменшити величину енергії активації? Задля чого це потрібно?
Визначте, як зміниться швидкість прямої та зворотної реакції 4НСl (г) + О2 
2Н2О(г) + 2Сl2 при збільшенні тиску в 4 рази.
Розпад Н2О2 у водному розчині підпорядковується закону одномолекулярних
реакцій. Константа швидкості 8,468*10-5с-1. Визначити час, за який Н2О2
розпадається на 56%.
Варіант 6
1. Зміна швидкості реакції у часі.
2. Основне рівняння хімічної кінетики – рівняння Арреніуса.
3. Визначте, як зміниться швидкість прямої та зворотної реакції СН3СНО(г) + О2
 С2Н5ОН(г) при збільшенні тиску в 3 рази.
4. При нагріванні системи від температури Т1=524,6К до температури Т2=550,7К
швидкість реакції H2 + Br2  2HBr збільшилась у 6,115 раза. Визначити
температурний коефіцієнт швидкості реакції.
28
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа