Доклад скорость химической реакции: : — Xreferat.com — , , ,

Содержание

Скорость химической реакции

Химическая реакция — это превращение одних веществ в другие.

К какому бы типу ни относились химические реакции, они осуществляются с различной скоростью. Например, геохимические превращения в недрах Земли (образование кристаллогидратов, гидролиз солей, синтез или разложение минералов) протекают тысячи, миллионы лет. А такие реакции, как горение пороха, водорода, селитр, бертолетовой соли происходят в течение долей секунд.

Под скоростью химической реакции понимается изменение количеств реагирующих веществ (или продуктов реакции) в единицу времени. Чаще всего используется понятие средней скорости реакции (Δcp) в интервале времени. 

vср = ± ∆C/∆t 

Для продуктов ∆С > 0, для исходных веществ -∆С < 0. Наиболее употребляемая единица измерения — моль на литр в секунду (моль/л*с).

Скорость каждой химической реакции зависит от многих факторов: от природы реагирующих веществ, концентрации реагирующих веществ, изменении температуры реакции, степени измельчённости реагирующих веществ, изменении давления, введения в среду реакци катализатора.

Природа реагирующих веществ существенно влияет на скорость химической реакции. В качестве примера рассмотрим взаимодействие некоторых металлов с постоянным компонентом — водой. Определим металлы: Na, Са, Аl ,Аu . Натрий реагирует с водой при обычной температуре очень бурно, с выделением большого количества теплоты.                                                                

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 + Q;

Менее энергично при обычной температуре реагирует с водой кальций: 

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + H2 + Q; 

Алюминий реагирует с водой уже при повышенной температуре: 

2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)з + ЗН2 — Q; 

А золото — один из неактивных металлов, с водой ни при обычной, ни при повышенной температуре не реагирует.

Скорость химической реакции находится в прямой зависимости от концентрации реагирующих веществ. Так, для реакции: 

C2H4 + 3O2 = 2CO2 + 2Н2О; 

Выражение скорости реакции имеет вид: 

v = k*[C2H4]*[О2]3

Где k — константа скорости химической реакции, численно равная скорости данной реакции при условии, что концентрации реагирующих компонентов равны 1 г/моль; величины [С2Н4 ] и [О2] 3 соответствуют концентрациям реагирующих веществ, возведенные в степень их стехиометрических коэффициентов. Чем больше концентрация [С2Н4] или [О2], тем больше в единицу времени соударений молекул данных веществ , следовательно больше скорость химической реакции.

Скорости химических реакций, как правило, находятся также в прямой зависимости от температуры реакции. Естественно, при увеличении температуры кинетическая энергия молекул возрастает, что так же приводит к большим столкновением молекул в единицу времени. Многочисленные опыты показали,  что при изменении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции изменяется в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа):

где VT2 — скорость химической реакции при Т2; Vti— скорость химической реакции при T1; g- температурный коэффициент скорости реакции.

Влияние степени измельчённости веществ на скорость реакции так же находится в прямой зависимости. Чем в более мелком состоянии находятся частицы реагирующих веществ, тем в большей степени они соприкасаются друг с другом в единицу времени тем больше скорость химической реакции. Поэтому, как правило, реакции между газообразными веществами или растворами протекают быстрее, чем в твердом состоянии.

Изменение давления оказывает влияние на скорость реакции между веществами, находящимися в газообразном состоянии. Находясь в замкнутом объеме при постоянной температуре реакция протекает со скоростью V1. Если в данной системе мы повысим давление (следовательно, уменьшим объем), концентрации реагирующих веществ возрастут, увеличится соударение их молекул в единицу времени, скорость реакции повысится до V2 (v2 > v1).       

Катализаторы — это вещества, изменяющие скорость химической реакции, но остающиеся неизменными после того, как химическая реакция заканчивается. Влияние катализаторов на скорость реакции называется катализом, Катализаторы могут как ускорять химико-динамический процесс, так и замедлять его. Когда взаимодействующие вещества и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии, то говорят о гомогенном катализе, а при гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях. Катализатор с реагентами образует промежуточный комплекс. Например, для реакции:

А + В = АВ; 

Катализатор (К) образует комплекс с А или В — АК, ВК, который высвобождает К при взаимодействии со свободной частицей А или В:

А+ К = АК

В + К = ВК ;

АК + В = АВ + К

ВК + А = ВА + К;

Если у Вас есть вопросы, записывайтесь ко мне в расписании, буду рад видеть Вас на своих занятиях. Онлайн репетитор Владимир Смирнов.

© blog.tutoronline.ru,
при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

«Скорость химических реакций», Математика, химия, физика

Если в сосуде смешать два объема водорода с одним объемом кислорода, то при нормальных условиях эти газы бесконечно долго могут оставаться в неизменном виде. Если же эту смесь нагревать, то по мере увеличения температуры ускоряется образование воды. Наконец, если смесь поджечь, то реакция протекает мгновенно. Большинство процессов, предполагающих взаимодействие в растворе между ионами, протекает очень быстро. Таких примеров можно привести бесчисленное множество, но при этом важно установить зависимость между строением и реакционной способностью веществ, выявить закономерности влияния различных факторов на характер протекания химических реакций.

О принципиальной возможности протекания химической реакции можно судить по изменению энергии Гиббса системы. В этом случае нет необходимости рассматривать механизм данного процесса, однако изменение энергии Гиббса не позволяет анализировать развитие процесса во времени, так как время при термодинамических описаниях нс учитывается. В приведенном примере взаимодействия водорода с кислородом система характеризуется значительным уменьшением энергии Гиббса (AG2°98 = -456,6 кДж/моль), но исходя только из этого значения нельзя полностью описать характер взаимодействия, поскольку необходимо знать закономерности протекания реакции во времени, а также ее детальный механизм.

Исследование механизмов реакций и течения их во времени составляет суть химической кинетики. Изучение кинетики реакций позволяет выявить их механизм и решить задачу интенсификации процесса, т. е. имеет как теоретическое, так и практическое значение. Любая химическая реакция может протекать в общем объеме фазы (гомогенно) или на границе раздела фаз (гетерогенно). Гомогенными реакциями являются, например, процессы в растворах, между газами; гетерогенными — реакции на границе «газ — твердое вещество».

Отношение количества прореагировавшего вещества (в молях) к отрезку времени, за которое произошло взаимодействие, называется скоростью реакции. Следовательно, скорость химической реакции характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ (или продуктов реакции) за единицу времени. Так как при взаимодействии изменяются концентрации реагирующих веществ, то скорость реакции обычно измеряют изменением концентрации исходных веществ или продуктов реакции в единицу времени. При этом нет необходимости следить за изменением концентрации всех веществ, участвующих в реакции, поскольку стехиометрическое уравнение реакции устанавливает простое соотношение между концентрациями веществ.

Рассмотрим реакцию общего вида, протекающую при постоянной температуре и постоянном давлении:

Обозначим концентрацию вещества, А в момент времени ?0 через С(). По истечении времени в некоторый момент ?, (?, > ?0) концентрация вещества, А уменьшается за счет образования продукта АВ и равна С, (С, < С0). За промежуток времени ?, — ?» изменение концентрации вещества, А равно С, — С0, отсюда скорость реакции (изменения концентрации А) выразится формулой.

Концентрацию чаще всего выражают числом молей в литре. Перед дробью ставится знак «минус», когда определяется убыль концентрации исходного вещества, и знак «плюс», если за тот же промежуток времени определяют концентрацию продукта реакции.

По мере взаимодействия непрерывно меняются концентрации веществ п скорость реакции. Концентрация исходного вещества в зависимости от механизма реакции чаще всего может изменяться со временем линейно, хотя нс исключаются иные закономерности (рис. 6.1).

Из рис. 6.1, а ясно, что средняя скорость в каждый момент времени (например, ?,) определяется тангенсом угла наклона прямой оси времени.

Рис. 6.1. Изменение во времени? концентрации Сщ реагирующего вещества:

а — к понятию о средней скорости реакции; б — к понятию об истинной скорости реакции.

(АСА/At = tga). При этом средняя скорость характеризует течение процесса однозначно, так как она постоянна.

При нелинейной зависимости (рис. 6.1, б) в интервале t{ — t0 средняя скорость не остается постоянной: чем меньше At, тем средняя скорость ближе к истинной, или мгновенной, скорости:

что представляет собой изменение концентрации за бесконечно малый промежуток времени. Следовательно, истинная скорость выражается производной концентрации данного вещества по времени.

Скорость реакции зависит от многих факторов. На нее влияют природа и концентрация исходных веществ, давление (в реакциях с участием газов), температура, катализатор, степень измельчения (в реакциях с участием твердых веществ) и др. Лишь некоторые факторы, действующие на скорость реакции, одновременно оказывают влияние на химическое равновесие.

Основными параметрами, которые приходится учитывать почти во всех процессах, являются концентрация, температура, давление и действие катализаторов. Рассмотрим влияние этих параметров на скорость реакции.

Молекулы могут взаимодействовать лишь при столкновении. Чем чаще эти столкновения, тем быстрее пойдет реакция. Из этого следует, что для увеличения числа вероятных столкновений необходимо в данной системе увеличить количество молей реагирующих веществ, т. е. увеличить их концентрации. Чем больше столкновений произойдет между молекулами в единицу времени, тем больше будет скорость реакции, значит, количество столкновений зависит от числа молекул в единице объема, т. е. от молярной концентрации веществ.

Влияние концентрации на скорость химической реакции выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Так как скорость реакции, А + В —? С пропорциональна произведению концентраций веществ [А] и [В], то можно записать

где k — коэффициент пропорциональности, позволяющий учитывать различие между единицами измерения скорости и концентрации. В то же время коэффициент к, или константа скорости, указывает долю столкновений, которые приводят к осуществлению реакции. Если принять, что [ А| = | В] = = 1 моль/л, тогда.

Поэтому константа скорости — это скорость реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице.

Если в реакцию вступает п молекул вещества, А и т молекул вещества В:

то коэффициенты п и т являются показателями степеней для концентраций соответствующих молекул, и тогда закон действующих масс можно записать как.

Константа скорости k зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и от присутствия катализаторов, но не зависит от концентраций веществ. Закон действующих масс применим только к газообразным и растворенным веществам. Если наряду с ними в реакции участвуют и твердые вещества, концентрация которых постоянна, то скорость реакции изменяется только в зависимости от концентраций газов или растворенных веществ. Например, скорость реакции горения серы (S + 02 = S02) пропорциональна только концентрации кислорода: v = k ()2|.

Молекулярность и порядок реакций. Число молекул, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия, определяет молекулярность реакции. По этому признаку различают мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные реакции. Реакции с молекулярностью больше трех практически не встречаются, так как вероятность столкновения даже трех молекул уже очень мала.

Порядок реакции — это сумма показателей степеней концентрации веществ в уравнении закона действующих масс. Так, реакция.

относится к реакциям первого порядка, так как уравнение закона действующих масс запишется следующим образом:

а реакция.

относится к реакциям второго порядка, так как уравнение закона действующих масс имеет вид [23, «https://r.bookap.info»].

Молекулярность реакции — это молекулярно-кинетическая характеристика системы, а порядок реакции определяет зависимость скорости от концентрации. Если при многостадийном процессе уравнение реакции отражает лишь исходное и конечное состояния системы, не раскрывая механизм процесса, то порядок реакции не совпадает с ее молекулярностью. Так, разложение N205 происходит согласно стехиометрическому уравнению.

где для соблюдения баланса масс необходимо иметь две молекулы исходного соединения. Несмотря на это, экспериментально подтверждено, что данная реакция имеет первый порядок. На основании этого можно представить следующие стадии реакции:

При этом скорость реакции в первой стадии значительно меньше, чем во второй.

Молекулярность реакции не совпадает с порядком и в тех случаях, когда разница между концентрациями реагирующих веществ весьма велика (например, гидролиз сахарозы в присутствии воды).

Встречаются также реакции нулевого порядка (например, разложение аммиака на поверхности вольфрама), когда скорость не зависит от концентрации вещества в объеме, а также реакции дробного порядка (многостадийные процессы, где самые медленные стадии имеют разный порядок, однако их скорости соизмеримы). Поэтому пулевой или дробной молекулярное™ быть не может, так как эта характеристика относится к механизму реакции, а не к выражающему ее уравнению.

Простые и сложные реакции. Если процесс протекает в одну стадию в соответствии со стехиометрическим уравнением, т. е. отвечает одному этапу, его называют простым. Например, разложение СаСОэ является простой мономолекулярной реакцией:

Однако большинство реакций представляют собой сложные процессы, в которых кроме молекул могут принимать участие такие частицы, как радикалы, ионы, активные комплексы и т. д. Сложные реакции делятся на параллельные, последовательные и сопряженные. Ценные реакции являются комбинациями трех этих типов.

Параллельными реакциями называется связанная система реакций, протекающих одновременно в нескольких направлениях из одних и тех же исходных реагентов:

Преобладание той или иной из параллельных реакций определяется соотношением их скоростей.

Последовательные, или консекутивные, реакции проходят через промежуточные стадии так, что продукты предыдущих стадий расходуются в последующих:

Обычно различные стадии последовательных реакций идут с различными скоростями, поэтому общая скорость этого взаимодействия определяется стадией, протекающей с наименьшей скоростью. Эта стадия называется лимитирующей.

Две реакции, одна из которых индуцирует протекание другой, называются сопряженными. Формально сопряженные реакции можно рассматривать как частный случай параллельных реакций. Например, HI непосредственно с Н2Сг04 не взаимодействует, однако если в систему ввести FeO, то наряду с окислением последнего параллельно происходит и окисление HI:

Цепные реакции характеризуются тем, что на промежуточных этапах получаются свободные радикалы. Свободными радикалами считаются атомы или группы атомов, содержащие неспаренные электроны, обозначаемые точкой по центру символа элемента и являющиеся электронейтральны.ми. Свободные радикалы можно представить как осколки молекул, образующиеся при симметричном разрыве ковалентной связи таким образом, что у каждого из этих осколков остается по одному электрону за счет связующей электронной пары. Например:

Свободные радикалы образуются в результате самых разнообразных процессов, например распад молекулы хлора на два радикала может произойти при интенсивном облучении световым потоком.

Связанная система сложных реакций, протекающих последовательно, параллельно и сопряженно с участием свободных радикалов, называется цепной реакцией. Так, при синтезе НС1 из Н2 и С12 возникает ряд последовательных процессов с участием свободных радикалов:

а) под действием световой энергии молекула хлора распадается на два атома:

б) валентно-ненасыщенный атом — радикал С1- атакует молекулу водорода, при этом образуются НС1 и атом-радикал Н-:

в) образовавшийся атом-радикал Нв свою очередь атакует моле клочу хлора, и при этом образуются IIC1 и СЬ, последний атакует молекулу водорода и т. д.:

Кроме этих актов взаимодействия может происходить рекомбинация реакционноспособных частиц.

что приводит к обрыву цепи.

Рассмотренный пример относится к неразветвляющимся цепным процессам.

В некоторых случаях, например при взаимодействии Н2 с 02, цепной процесс развивается таким образом, что всякий раз единичная реакция одного свободного радикала ведет к образованию двух и т. д.:

Такие реакции называются разветвленными. В разработке теории цепных реакций выдающаяся заслуга принадлежит лауреату Нобелевской премии Н. Н. Семёнову.

Ионные реакции — это процессы, включающие взаимодействия между ионами. Как известно, ионные реакции обратимы, и теоретически каждому сочетанию ионов в системе при данных условиях отвечает конкретное состояние равновесия. Смещение химического равновесия (иногда практически нацело) происходит при уменьшении концентрации определенных ионов за счет образования относительно малоионизирующихся молекул или комплексных ионов, малорастворимых или летучих соединений.

Реакции между ионами обычно протекают очень быстро, что обусловлено наличием электрических зарядов, обладающих ненаправленным действием. Поэтому кулоновские силы притяжения между двумя простыми ионами с зарядами противоположного знака не зависят от ориентации этих ионов. По этой причине сближающиеся ионы с зарядами противоположного знака способны притягиваться и вступать в реакцию между собой без предварительной взаимной ориентации.

С течением времени скорость любой реакции будет уменьшаться, поскольку по мере взаимодействия веществ их концентрации уменьшаются. Однако если реакция является обратимой, то одновременно с уменьшением концентраций исходных веществ и, следовательно, с уменьшением скорости прямой реакции будет увеличиваться скорость обратной реакции. Например, для реакции.

скорость прямой реакции.

скорость обратной реакции.

Как только обе скорости становятся одинаковыми, в системе устанавливается динамическое равновесие и дальнейшее изменение концентраций всех участвующих в реакции веществ прекращается. Итак, в состоянии химического равновесия скорости прямой и обратной реакций равны:

Значения |N02], [СО], [NO| и [С02| являются равновесными концентрациями веществ.

Преобразуя уравнение (6.23), получим.

По уравнению (6.24) определяется константа равновесия К обратимого процесса. Она выражается отношением константы скорости прямой реакции к скорости обратной реакции независимо от того, протекает ли реакция в одну стадию или ее механизм включает последовательно несколько стадий.

Для реакции общего вида.

уравнение (6.24) запишется следующим образом:

Следовательно, при выборе условий проведения процесса необходимо учитывать влияние различных факторов (температуры, давления, концентрации) на скорость процесса. Необходимы такие условия, при соблюдении которых достигается максимальный выход продукта (смещение химического равновесия согласно принципу Ле Шателье) при наибольшей скорости процесса его образования.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры />t/> , />присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления – для газовых реакций, от измельчения – для твердых веществ, от радиоактивного облучения)./>

Влияние концентраций реагирующих веществ. />Чтобы осуществля­лось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (части­цы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной за­кон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:/>

Cкорость  химической реакции  пропорциональна произведению  концентра­ций реагирующих веществ.

Для реакции (/> I/> ) этот закон выразится уравнением/>

v/> = />kcA/> />cB/> , />      (1)/>

где сА  и сВ   – концентрации веществ А и В, моль/л; />k/> – />коэффициент/> пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс./>

Из уравнения (1) нетрудно установить физический смысл константы скорости />k/> : она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ сос­тавляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице./>

Константа скорости реакции />k/> />зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций./>

Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ./>

Влияние температуры/> ./>

Зависимость скорости реакции от температу­ры определяется правилом Вант-Гоффа:/>

При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением/>

 />

vt/>/> 2/> = />vt/> 1/> γ/>  , />

где />vt/> 1/>/>, />vt/> 2/> –  />скорости реакции  соответственно при  начальной  (/> t/> 1/> ) и конечной (/> t/> 2/> ) температурах, а />γ/> – />температурный коэффициент скоро­сти реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается ско­рость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°./>

Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реак­ции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости./>

«Влияние температуры на скорость химических реакций», Математика, химия, физика

Скорость химических реакций сильно зависит от температуры.

В 1879 году голландский ученый Вант-Гофф предложил простое эмпирическое правило:

При увеличении температуры на каждые десять градусов, скорость гомогенной реакции возрастает в 2 ч 4 раза.

Можно представить это правило следующим математическим выражением:

(5).

где г = 2 ч 4 — температурный коэффициент реакции,.

?t = t2 — t1.

Пример 2.

Определить, как изменится скорость реакции при повышении температуры от 20оС до 50оС, если температурный коэффициент реакции равен трем (г = 3).

Решение:

Согласно правилу Вант-Гоффа, можно записать следующее соотношение:

(50−20)/10.

V2 / V1 = 3 = 33 = 27.

Следовательно, скорость процесса возросла в 27 раз.

В чем причины возрастания скорости реакции при повышении температуры?

Происходит это не из-за увеличения числа столкновений частиц. Доказано, что при увеличении температуры на десять градусов, число столкновений молекул возрастает только на 2−5%, а скорость, по правилу Вант-Гоффа, возрастает в 2 — 4 раза! Кроме того, что при нормальных условиях в газообразной системе объемом 1 см³ число столкновений достигает порядка 1028 в секунду. Если бы все столкновения приводили к элементарным актам химического взаимодействия, то все реакции протекали бы с взрывом. Большинство реакций имеют значительно меньшие скорости.

Чтобы объяснить такую закономерность протекания реакций, используем теорию активных столкновений и понятие энергии активации Ea.

?Энергия активации это минимальная энергия частицы, достаточная для осуществления элементарного акта химического взаимодействия. Молекулы, обладающие энергией равной или большей, чем энергия активации, называются активными.

Энергия активации определяется природой реагирующих веществ и отвечает необходимости ослабления связей в исходных молекулах. Доля реакционноспособных, т. е. активных молекул, ничтожно мала. Большинство молекул в системе такой энергией не обладают, поэтому далеко не всякое столкновение способно привести к химическому взаимодействию.

Согласно молекулярно-кинетической теории газов, молекулы любой сложной системы распределяются по энергиям, т. е. обладают различным запасом энергии. Такое распределение можно схематично представить следующим графиком (см. рисунок 1). По оси ординат отложена доля частиц с определенной энергией, по оси абсцисс — энергия.

E.

Рис. 1 — Распределение молекул по энергии при различных температурах

На графике представлены три случая распределения молекул по энергии для различных температур. Из графика видно, что частицы обладают различной энергией. Существует совсем немного частиц с очень малым значением энергии, также невелико число частиц с очень большой энергией. На каждой кривой максимуму соответствует область значений энергии, которые наиболее вероятны при данной температуре. Площадь под кривой распределения соответствует полному числу молекул системы. Видно, что с ростом температуры значение наиболее вероятной энергии возрастает, кривая распределения становится более пологой, но площадь под кривой остается неизменной [«https://ukrmova.com.ua», 23].

Из представленного графика следует: число молекул, обладающих энергией большей, чем энергия активации Еа, растет с увеличением температуры. Для значения температуры Т1 это количество молекул изображено площадью с вертикальной штриховкой, для температуры Т2 добавляется площадь с горизонтальной штриховкой. Для температуры Т3 число молекул становится еще больше.

Таким образом, при нагревании растет число активных частиц, а значит, растет число «активных» столкновений, приводящих к элементарным актам химического взаимодействия, а это, в свою очередь, ведет к увеличению скорости химической реакции.

?Уравнение, отражающее зависимость константы скорости химической реакции от температуры, называется уравнением Аррениуса.

k = А • e — (Ea/RT) (6).

Показательный характер данной зависимости определяет большие значения температурного коэффициента (вспомните правило Вант-Гоффа).

Постоянная величина А, входящая в уравнение Аррениуса, зависит от химической природы реагирующих веществ, а также от других факторов, не связанных с температурой. Если подставить в уравнение Аррениуса значения R и T для температурных коэффициентов, определяемых правилом Вант-Гоффа, то значения энергии активации будут лежать в интервале значений 50 — 100 кДж/моль.

Проделайте эти вычисления самостоятельно, используя правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.

В настоящее время известно, что энергии активации многих реакций оказываются как меньше, так и значительно больше этих значений.

Фундаментальным в теории химических процессов является также понятие об активном комплексе.

При химическом взаимодействии, например водорода Н2 и йода I2, должны разорваться связи Н-Н и I—I вв. исходных молекулах и образоваться новые связи в молекулах Н-I.

При сближении молекул h3 и I2 в некоторый момент времени возникает переходное состояние, в котором старые связи уже ослаблены, а новые еще не сформировались окончательно. Такое возбужденное нестабильное состояние называется активным комплексом.

Проведенные химиками расчёты показали, что процесс, протекающий через образование активного комплекса, энергетически выгоднее, чем возникновение новых связей после полного разрушения старых.

На рисунке 2 изображена энергетическая диаграмма реакции образования йодоводорода из молекул йода и водорода. На диаграмме видно, насколько меньше значение энергии активации для пути реакции через активированный комплекс, чем через полный разрыв всех связей.

Рисунок 2 — Энергетическая диаграмма реакции h3 + I2 = 2HI.

Эта схема иллюстрирует, насколько важен для реально протекающих процессов путь протекания реакции.

С точки зрения термодинамики безразлично, как будет происходить процесс превращения веществ — ведь результат остается неизменным. По кинетическим соображениям наиболее вероятен тот путь, который требует меньшей энергии активации и развивается с максимальной скоростью.

Вопросы для самоконтроля:

  • 1. Что изучает химическая кинетика?
  • 2. Дайте определение скорости химической реакции:
    • а) для гомогенных систем; б) для гетерогенных систем.
  • 3. Изменение какого из параметров системы позволяет судить о скорости химической реакции?
  • 4. Запишите алгебраическое выражение средней скорости реакции через изменение концентрации одного из веществ системы.
  • 5. Как изменяется концентрация исходных компонентов (продуктов реакции) по мере течения процесса? Постройте графики Спрод. = f (ф) и Сисх.= f (ф).
  • 6. Дайте определение понятию «мгновенная скорость химической реакции». Как определяется скорость химической реакции в данный момент времени?
  • 7. Какие факторы оказывают влияние на скорость химической реакции?
  • 8. Что определяет скорость химической реакции с точки зрения теории столкновений?
  • 9. Сформулируйте закон действующих масс.
  • 10. Для каких процессов справедлив закон действующих масс?
  • 11. Какой физический смысл имеет константа скорости?
  • 12. Что такое скоростьопределяющая стадия процесса?
  • 13. Дайте определение понятию «молекулярность реакции». Приведите примеры.
  • 14. Какие реакции называются «последовательными», «параллельными», «сопряженными», «цепными»? Приведите примеры таких реакций.
  • 15. Как зависит скорость гомогенной химической реакции от температуры? Сформулируйте правило Вант-Гоффа.
  • 16. Какой из факторов приводит к изменению скорости химический реакции при изменении температуры:
    • а) изменение числа соударений в единицу времени;
    • б) изменение числа активных частиц в системе;
    • в) изменение скорости движения реагирующих частиц;
    • г) изменение объема (давления) в системе?
  • 17. Что называют энергией активации?
  • 18. Какое состояние компонентов в системе называется активным комплексом?
  • 19. Начертите график изменения энергии в ходе химической реакции, идущей:
    • а) через атомизацию исходных компонентов;
    • б) через образование активного комплекса.

Одинакова ли энтальпия процесса при протекании его по 1-му и по 2-му пуги?

  • 20. Объясните, почему число активных частиц резко возрастает при увеличении температуры и не равно нулю даже при низких температурах. (Закон распределения Максвелла-Больцмана).
  • 21. От каких из перечисленных величин зависит константа скорости химической реакции:
    • а) концентрация реагирующих веществ;
    • б) давление в системе;
    • в) энтальпия процесса; г) температура системы;
    • д) число соударений между взаимодействующими частицами в единицу времени;
    • г) Еак реакции?

ИНГИБИТОРЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ • Большая российская энциклопедия

  • В книжной версии

    Том 11. Москва, 2008, стр. 185

  • Скопировать библиографическую ссылку:


Авторы: Е. Т. Денисов

ИНГИБИ́ТОРЫ ХИМИ́ЧЕСКИХ РЕА́К­ЦИЙ, ве­ще­ст­ва, в при­сут­ст­вии ко­то­рых ско­рость хи­мич. ре­ак­ции умень­ша­ет­ся или ре­ак­ция пре­кра­ща­ет­ся. Ин­ги­би­то­ры за­мед­ля­ют цеп­ные и ка­та­ли­тич. ре­ак­ции.

В цеп­ных ре­ак­ци­ях ин­ги­би­то­ры реа­ги­ру­ют с ве­ду­щи­ми цепь ак­тив­ны­ми про­ме­жу­точ­ны­ми час­ти­ца­ми (сво­бод­ны­ми ра­ди­ка­ла­ми, ато­ма­ми, об­ла­даю­щи­ми не­спа­рен­ным элек­тро­ном, и др.), сни­жа­ют их кон­цен­тра­цию и тор­мо­зят цеп­ной про­цесс. Так, при окис­ле­нии жид­ких уг­ле­во­до­ро­дов $\ce{(RH)}$ про­дол­же­ние це­пи про­ис­хо­дит в ре­зуль­та­те цик­лич. че­ре­до­ва­ния ре­ак­ций: $\ce{RH + ROO^{\bullet}→ROOH + R^{\bullet} \,и\, R^{\bullet}+ O_2→ROO^{\bullet}}$; И.{\bullet}→ROH + OC6_H_4O}$).

Ин­ги­би­то­ры цеп­ной ре­ак­ции ха­рак­те­ри­зу­ют­ся кон­стан­той ско­ро­сти их ре­ак­ции с ра­ди­ка­лом, ве­ду­щим цепь, и сте­хио­мет­рич. ко­эф. ин­ги­би­ро­ва­ния (в при­ве­дён­ном при­ме­ре ра­вен 2 – од­на мо­ле­ку­ла ин­ги­би­то­ра об­ры­ва­ет две це­пи). Су­ще­ст­ву­ют цеп­ные ре­ак­ции, в ко­то­рых ин­ги­би­то­ры об­ры­ва­ют це­пи мно­го­крат­но. Та­кой цик­лич. ме­ха­низм об­ры­ва це­пей реа­ли­зу­ет­ся при ис­поль­зо­ва­нии сте­ри­че­ски за­труд­нён­ных аро­ма­тич. ами­нов (напр., в ка­че­ст­ве све­то­ста­би­ли­за­то­ров по­ли­ме­ров). При вве­де­нии в окис­ляю­щий­ся суб­страт двух раз­ных ин­ги­би­то­ров час­то на­блю­да­ет­ся вза­им­ное уси­ле­ние тор­мо­зя­ще­го дей­ст­вия – си­нер­гизм (напр., при ста­би­ли­за­ции по­ли­ме­ров пу­тём со­вме­ст­но­го вве­де­ния фе­ноль­но­го и фос­фит­но­го ин­ги­би­то­ров).

Ин­ги­би­то­ры вы­со­ко­ак­тив­ны (вво­дят­ся в ма­лых ко­ли­че­ст­вах – 10–5–10–2% по мас­се) и спе­ци­фич­ны для ка­ж­дой груп­пы цеп­ных ре­ак­ций. Окис­ле­ние уг­ле­водо­ро­дов и жи­ров тор­мо­зят ор­га­нич. суль­фи­ды, ди­суль­фи­ды, фос­фи­ты (взаи­мо­дей­ст­ву­ют с про­ме­жу­точ­ны­ми про­дук­та­ми окис­ле­ния – гид­ро­пе­рок­си­да­ми, пре­пят­ст­вуя про­грес­си­рую­ще­му раз­ви­тию окис­лит. про­цес­са), а так­же фе­нолы, гид­ро­хи­но­ны, аро­ма­тич. ами­ны, тио­фе­но­лы (реа­ги­ру­ют с пе­рок­сид­ны­ми ра­ди­ка­ла­ми). Окис­лит. про­цес­сы в ор­га­низ­ме за­мед­ля­ют при­род­ные ан­ти­ок­си­дан­ты (ви­та­ми­ны $\ce{A,\, C,\, E}$, уби­хи­но­ны и др.). Ра­ди­каль­ную по­ли­ме­ри­за­цию ин­ги­би­ру­ют хи­но­ны, нит­ро­со­еди­не­ния, ста­биль­ные нит­ро­ксиль­ные ра­ди­ка­лы, реа­ги­рую­щие с ак­тив­ны­ми мак­ро­ра­ди­ка­лами. Ин­ги­би­то­ры по­ли­ме­ри­за­ции ис­поль­зу­ют­ся для ста­би­ли­за­ции мо­но­ме­ров и в тех­но­ло­гии про­из-ва по­ли­ме­ров для ре­гу­ли­ро­ва­ния сте­пе­ни пре­вра­ще­ния и раз­ветв­лён­но­сти по­ли­ме­ра. Окис­ле­ние во­до­ро­да тор­мо­зят ал­ке­ны и га­ло­ген­про­из­вод­ные уг­ле­во­до­ро­дов, взаи­мо­дей­ст­вую­щие с ато­ма­ми во­до­ро­да и та­ким об­ра­зом пре­дот­вра­щаю­щие раз­ветв­ле­ние це­пей.

Ин­ги­би­то­ры ка­та­ли­тич. ре­ак­ций де­зак­ти­ви­ру­ют ка­та­ли­за­то­ры: сор­би­ру­ют­ся на ак­тив­ных цен­трах ка­та­ли­за­то­ров ге­те­ро­ген­ных про­цес­сов или бло­ки­ру­ют ак­тив­ные цен­тры ка­та­ли­за­то­ров го­мо­ген­ных про­цес­сов. В фер­мен­та­тив­ных про­цес­сах реа­ли­зу­ют­ся разл. ме­ха­низ­мы ин­ги­би­ро­ва­ния: пря­мое кон­ку­рент­ное (мо­ле­ку­лы ин­ги­би­то­ра и суб­стра­та кон­ку­ри­ру­ют за при­сое­ди­не­ние к ак­тив­но­му цен­тру фер­мен­та), не­кон­ку­рент­ное (ин­ги­би­тор при­сое­ди­ня­ет­ся к ком­плек­су фер­мен­та с суб­стра­том с об­ра­зо­ва­ни­ем ка­та­ли­ти­че­ски не­ак­тив­ной фор­мы) и вне­кон­ку­рент­ное (ин­ги­би­тор об­ра­зу­ет с суб­стра­том ка­та­ли­ти­че­ски не­ак­тив­ный ком­плекс).

Лекция 7. Скорость химической реакции

Лекция 7.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. 7.1. Гомогенные и гетерогенные реакции

Химические вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях, при этом их химические свойства в разных состояниях одинаковы, однако активность отличается (что на прошлой лекции было показано на примере теплового эффекта химической реакции).

Рассмотрим различные комбинации агрегатных состояний, в которых могут находиться два вещества А и Б.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

A(ж.), Б(ж.)

A(ж.), Б(ж.)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

A (г.), Б (г.)

A (тв.), Б (тв.)

A (ж.), Б (тв.)

 

не

смешиваются

A(тв.), Б (г.)

A (ж.), Б (г.)

 

(газ)

 

 

 

 

 

 

 

смешиваются

 

(раствор)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

гетерогенная

гетерогенная

гетерогенная

гомогенная

гетерогенная

гетерогенная

гомогенная

Al + S

 

Zn + HCl

Hg(ж.) + HNO3

 

h3O + D2O

Fe + O2

h3S + h3SO4

CO + O2

Фазой называется область химической системы, в пределах которой все свойства системы постоянны (одинаковы) или непрерывно меняются от точки к точке. Отдельными фазами являются каждое из твердых веществ, кроме того существуют фазы раствора и газа.

Гомогенной называется химическая система, в которой все вещества находятся в одной фазе (в растворе или в газе). Если фаз несколько, то система называется

гетерогенной.

Соответственно химическая реакция называется гомогенной, если реагенты находятся в одной фазе. Если реагенты находятся в разных фазах, то химическая реакция называется гетерогенной.

Нетрудно понять, что поскольку для возникновения химической реакции требуется контакт реагентов, то гомогенная реакция происходит одновременно во всем объеме раствора или реакционного сосуда, тогда как гетерогенная реакция происходит на узкой границе между фазами — на поверхности раздела фаз. Таким образом, чисто теоретически гомогенная реакция происходит быстрее, чем гетерогенная.

Таким образом, мы переходим к понятию скорость химической реакции.

Лекция 7.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие.

7.2. Скорость химической реакции

Раздел химии, который изучает скорости и механизмы химических реакций является разделом физической химии и называется химической кинетикой.

Скоростью химической реакции называется изменение количества вещества в единицу времени в единице объема реагирующей системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности (для гетерогенной реакции).

Таким образом, если объем

 

системы

или площадь

поверхности раздела фаз

не изменяются, то выражения для скоростей химических реакций имеют вид:

W

=

 

ν

=

C

;

W

=

 

ν

;

 

 

 

 

 

hom o

V

t

t

hetero

 

S

t

 

 

 

Отношение изменения количества вещества к объему системы можно интерпретировать как изменение концентрации данного вещества.

Отметим, что для реагентов в записи выражения для скорости химической реакции ставят знак «минус», так как концентрация реагентов уменьшается, а скорость химической реакции – вообще-то величина положительная.

Дальнейшие умозаключения базируются на простых физических соображениях, которые рассматривают химическую реакцию как следствие взаимодействия нескольких частиц.

Элементарной (или простой) называют химическую реакцию, происходящую в одну стадию. Если стадий несколько, то подобные реакции называют сложными, или составными, или брутто-реакциями.

В 1867 году для описания скорости химической реакции был предложен закон действующих масс: скорость элементарной химической реакции пропорциональная концентрациям реагирующих веществ в степенях стехиометрических коэффициентов. n A + m B P,

A, B – реагенты, P – продукты, n, m – коэффициенты.

W = k[ A]n [B]m

Коэффициент k называется константой скорости химической реакции,

характеризует природу взаимодействующих частиц и не зависит от концентрации частиц.

Лекция 7.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Величины n и m называются порядком реакции по веществу А и B соответственно, а

их сумма (n+m) – порядком реакции.

Для элементарных реакций порядок реакции может быть 1, 2 и 3.

Элементарные реакции с порядком 1 называют мономолекулярными, с порядком 2 – бимолекулярными, с порядком 3 – тримолекулярными по числу участвующих молекул. Элементарных реакций выше третьего порядка неизвестно – расчеты показывают, что одновременная встреча четырех молекул в одной точке слишком невероятное событие.

Поскольку сложная реакция состоит из некоторой последовательности элементарных реакций, то её скорость может быть выражена через скорости отдельных стадий реакции. Поэтому для сложных реакций порядок может быть любым, в том числе, дробным или нулевым (нулевой порядок реакции говорит о том, что реакция происходит с постоянной скоростью и не зависит от концентрации реагирующих частиц W = k).

Самую медленную из стадий сложного процесса обычно называют лимитирующей стадией (скоростьлимитирующей стадией).

Представьте себе, что большое количество молекул пошли в бесплатный кинотеатр, но на входе стоит контролер, который проверяет возраст каждой молекулы. Поэтому в двери кинотеатра заходит поток вещества, а в кинозал молекулы проникают по одной, т.е. очень медленно.

Примерами элементарных реакций первого порядка являются процессы термического или радиоактивного распада, соответственно константа скорости k характеризует либо вероятность разрыва химической связи, либо вероятность распада в единицу времени.

Примеров элементарных реакций второго порядка очень много – это наиболее привычный нам способ течения реакций – частица А налетела на частицу B, произошло какое-то превращение и что-то там получилось (обратите внимание, что продукты в теории ни на что не влияют – все внимание уделяется только реагирующим частицам).

Напротив, элементарных реакций третьего порядка довольно мало, так как трём частицам одновременно встретиться удается довольно редко.

В качестве иллюстрации посмотрим предсказательную силу химической кинетики.

Лекция 7.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие.

Кинетическое уравнение первого порядка

(иллюстративный дополнительный материал)

Рассмотрим гомогенную реакцию первого порядка, константа скорости которой равна k, начальная концентрация вещества A равна [A]0.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

A P

 

 

 

 

 

 

 

d[ A]

 

По определению скорость гомогенной химической реакции равна

W =

= -k[ A]

изменению концентрации в единицу времени. Раз вещество A –

 

 

 

 

 

 

 

 

 

dt

 

 

 

реагент, ставим знак «минус».

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Такое уравнение называется дифференциальным (есть

 

d[ A]

 

= -kdt

производная)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

[ A]

 

 

 

Для его решения в левую часть переносим величины

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

концентраций, а в правую – времени.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Если равны производные двух функций, то сами функции

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

должны отличаться не более, чем на константу.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Для решения данного уравнения берут интеграл левой части (по

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

концентрации) и правой части (по времени). Чтобы не пугать

ln[ A] = −kt + C

слушателей, ограничимся ответом.

 

 

 

 

Имеем:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Значок ln – натуральный логарифм, т.е. число b, такое что

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

eb

= [ A] , e = 2,71828…

 

ln[ A] — ln[ A]0 = -kt

Константу C находят из начальных условий:

 

при t = 0 начальная концентрация равна [A]0

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

[ A]

 

 

= -kt

Раз логарифм –

это степень числа, используем свойства степеней

ln

 

 

 

 

 

e

a

 

 

[ A]0

 

 

 

 

ea−b =

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

eb

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Теперь избавимся от противного логарифма (см. определение

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

логарифма на 6-7 строчек выше),

для чего возведем число

e

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

в степень левой части уравнения и правой части уравнения.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

[ A]

 

= e−kt

Умножим на [A]0

 

 

 

 

 

 

 

 

[ A]0

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Кинетическое уравнение первого порядка.

 

[ A] = [ A]0 × e−kt

На основании

полученного кинетического уравнения первого

порядка может

быть

рассчитана

концентрация вещества

A

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

в любой момент времени

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Для целей нашего курса данный вывод носит ознакомительный характер, для того чтобы продемонстрировать Вам применение математического аппарата для расчета хода химической реакции. Следовательно, грамотный химик не может не знать математику. Учите математику!

Лекция 7.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. График зависимости концентрации реагентов и продуктов от времени может быть качественно изображен следующим образом (на примере необратимой реакции первого порядка)

Факторы, которые влияют на скорость реакции

1. Природа реагирующих веществ

Например, скорость реакции следующих веществ: h3SO4, Ch4COOH, h3S, Ch4OH – с гидроксид-ионом будет различаться в зависимости от прочности связи H-O. Для оценки прочности данной связи можно использовать величину относительного положительного заряда на атоме водорода: чем больше заряд, тем легче будет идти реакция.

2. Температура

Жизненный опыт подсказывает нам, что скорость реакции от температуры зависит и увеличивается с ростом температуры. Например, процесс скисания молока быстрее происходит при комнатной температуре, а не в холодильнике.

Обратимся к математическому выражению закона действующих масс.

W = k[ A]n [B]m

Раз левая часть этого выражения (скорость реакции) от температуры зависит, следовательно, правая часть выражения также зависит от температуры. При этом концентрация, разумеется, от температуры не зависит: например, молоко сохраняет свою жирность 2,5% и в холодильнике, и при комнатной температуре. Тогда, как говаривал Шерлок Холмс оставшееся решение и есть верное, каким бы странным оно ни казалось: от температуры зависит константа скорости!

Лекция 7.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Зависимость константы скорости реакции от температуры выражается посредством уравнения Аррениуса:

− Ea

k = k0e RT ,

в котором

R = 8,314 Дж·моль-1·К-1 – универсальная газовая постоянная,

Ea – энергия активации реакции (см. ниже), её условно считают не зависящей от температуры;

k0 – предэкспоненциальный множитель (т.е. множитель, который стоит перед экспонентой e), величина которого тоже почти не зависит от температуры и определяется, в первую очередь, порядком реакции.

Так, величина k0 составляет примерно для реакции первого порядка 1013 с-1, для реакции второго порядка – 10 -10 л·моль-1·с-1,

для реакции третьего порядка – 10 -33 л2·моль-2·с-1. Эти значения запоминать не обязательно .

Точные значения k0 для каждой реакции определяют экспериментально.

Понятие энергии активации становится ясным из следующего рисунка. Фактически энергия активации представляет собой энергию, которой должна обладать реагирующая частица, для того, чтобы реакция произошла.

При этом если мы нагреваем систему, то энергия частиц повышается (пунктирный график), тогда как переходное состояние (≠) остается на прежнем уровне. Разница в энергии между переходным состоянием и реагентами (энергия активации) сокращается, а скорость реакции согласно уравнению Аррениуса возрастает.

Значения энергии

активации и

константы скорости могут

быть определены

в эксперименте, что

имеет важное

практическое значение

для установления

механизмов химических реакций.

 

 

Лекция 7.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Кроме уравнения Аррениуса, существует уравнение Вант-Гоффа, которое

характеризует зависимость скорости реакции от температуры посредством температурного коэффициента γ:

Температурный коэффициент γ показывает, во сколько раз вырастет скорость химической реакции при изменении температуры на 10o.

Уравнение Вант-Гоффа:

T2 −T1

W (T2 ) = W (T1 ) ×γ 10

Обычно коэффициент γ находится в диапазоне от 2 до 4. По этой причине химики часто пользуются приближением, что увеличение температуры на 20o приводит к возрастанию скорости реакции на порядок (т.е. в 10 раз).

Влияние турбулентности на скорости химических реакций в высокоскоростных потоках — Видеосеминар по аэромеханике ЦАГИ — ИТПМ СО РАН — СПбГПУ — НИИМ МГУ — Семинары — Мероприятия — Пресс-центр

Версия для печати

5 Сентября 2017


11:00

Телемост ЦАГИ — ИТПМ СО РАН — СПбПУ — НИИМ МГУ

Оnline-трансляция из ОИВТ РАН

ЦАГИ, корп. № 8, конференц-зал

Авторы: Молчанов Александр Михайлович, Янышев Дмитрий Сергеевич, Тушканов Алексей Сергеевич (МАИ)

Докладчик: Молчанов Александр Михайлович (МАИ), [email protected]

Тезисы доклада «Влияние турбулентности на скорости химических реакций в высокоскоростных потоках» 

Скорость образования химического компонента в общем случае является нелинейной функцией плотности, температуры и концентраций компонентов. Средняя скорость реакций зависит не только от средних значений газодинамических параметров, но и существенным образом от пульсаций этих величин. В данной работе использовался подход, основанный на использовании функции распределения плотности вероятностей (ФРПВ), которая зависит от ряда газодинамических параметров, рассматриваемых в турбулентном течении в качестве случайных величин. Эта функция представлена в виде произведения 3-х независимых функций заранее заданной формы (дельта-функции для плотности, распределения Гаусса для температуры и многомерной бета-функции для концентраций) с последующим решением уравнений, описывающих параметры этих функций. Показано, что учет влияния турбулентности на скорости химических реакций очень важен для определения момента воспламенения газовой смеси в химически неравновесных течениях (число Дамкёлера в пределах 0.01<Da<100). При развитом горении это влияние несущественно. Также турбулентные пульсации оказывают значительное влияние на момент срыва догорания в струях двигателей ЛА при увеличении высоты полета.

Назад к семинару

Лабораторный отчет о скорости реакции Предупреждение TT неопределенная функция 22 Предупреждение TT

Предупреждение: TT: неопределенная функция: 22
Предупреждение: TT: неопределенная функция: 22
Предупреждение: TT: неопределенная функция: 23
Эксперимент по определению влияния температуры на скорость реакции между
Тиосульфат натрия и соляная кислота

Введение
Химическая кинетика определяется как изучение химических реакций с точки зрения их реакции.
ставки и различные факторы, которые на них влияют. Скорость, с которой происходит реакция, может быть
изменяется путем изменения набора условий, таких как: температура, концентрация, давление,
площадь поверхности и использование катализаторов (Lister and Renshaw, 2008).Простая теория столкновений
подчеркивает, каким образом эти факторы влияют на скорость реакции на молекулярном уровне.

Чтобы реакция произошла, частицы должны столкнуться с достаточной энергией, чтобы разрушиться.
скрепления и также должны быть в правильной ориентации. Столкновение должно произойти между
область молекулы, которая будет реагировать вместе, особенно с несимметричными
виды, поскольку отталкивание может заставить молекулы отскакивать друг от друга. Более того, даже с
правильной ориентации реакция не может происходить, если частицы реагента не сталкиваются с
минимальная энергия, называемая энергией активации (Ea).Энергия активации является барьером в
которые могут иметь место реакции и, следовательно, только те столкновения, которые имеют энергию, равную или
больше, чем энергия активации, может привести к реакции. Таким образом, скорость курса
реакция зависит от скорости успешных столкновений между частицами реагента
(Редакторы Британской энциклопедии, 1998 г.).

Изменение определенных факторов, влияющих на скорость реакции, будет определять
скорость химической реакции. Например, увеличивая
температура реакции кинетическая энергия частиц также
увеличивается, и поэтому большая часть сталкивающихся частиц будет
обладают достаточной энергией, чтобы преодолеть энергию активации и
реагировать.График распределения Максвелла-Больцмана отображает
распределение скоростей кинетической энергии частиц реагента
что дает представление о влиянии факторов скорости
реакция. Как показано на рисунке 1, заштрихованная область для T 2 — это много
больше, чем T 1, что означает, что существует большая доля
частицы, преодолевшие энергию активации при более высоком
температура (Fullick, McDuell, 2008). Для многих реакций, происходящих в помещении
температуры (25 ̊c), скорость реакции увеличивается примерно вдвое на каждые 10 c повышения температуры.
температура (Curtis, Hunt, and Hill, 2015).

Скорость реакции различается в зависимости от используемых веществ, например, ионной
реакции осаждения протекают быстро, в то время как процессы коррозии, такие как ржавление железа
происходят медленно (Curtis, Hunt, and Hill, 2015). Это говорит о том, что характер и сила
связи реагентов сильно влияют на скорость реакции. Кроме того, есть и другие
факторы, которые влияют на скорость реакции, такие как площадь поверхности твердых реагентов,
Чем больше площадь поверхности твердого тела, тем больше мест для реакции, а значит, больше частиц
доступны для столкновения.Повышение давления и концентрации имеют аналогичные эффекты, при которых
в данном объеме больше частиц, поэтому частота столкновений выше. С использованием
катализатор увеличивает скорость реакции, следуя другому пути реакции
следить. Все эти факторы способствуют увеличению скорости реакции за счет увеличения
эффективное столкновение частиц, происходящее в реакции (Lister, Renshaw, 2008).

Рисунок 1: Распределение Максвелла-Больцмана для
частицы для реакционной смеси на двух разных
температуры (Fullick, McDuell, 2008).

Скорость реакции между тиосульфатом натрия и разбавленной соляной кислотой может быть
измеряется временем, которое требуется для образования осадка серы, как показано на
уравнение ниже:

2HCl (водн.) + Na 2 S 2 O 3 (водн.)  2NaCl (водн.) + SO 2 (водн.) + S (т. Е.) + H 2 O (л)
Соляная кислота + тиосульфат натрия, хлорид натрия + диоксид серы + сера + вода

В результате этого уравнения образуется диоксид серы, который при комнатной температуре является токсичным газом, но
хорошо растворяется в воде, тогда как сера нерастворима.Это объясняет внешний вид
реакция, при которой раствор сначала становится мутным и постепенно становится непрозрачным из-за
осадок, образованный твердой серой. Время, необходимое для того, чтобы раствор стал непрозрачным, составляет
используется для определения скорости реакции с использованием следующего уравнения:

Скорость реакции = 1 / время, необходимое для того, чтобы раствор стал непрозрачным

Чтобы исследовать влияние температуры на скорость реакции, все остальные
факторы должны быть постоянными.

Гипотеза
По мере увеличения температуры смеси скорость реакции будет увеличиваться. Это связано с
увеличение кинетической энергии молекул реагента, соляной кислоты и натрия
тиосульфат и будут иметь более эффективные столкновения. На каждые 10 ° C повышения температуры
скорость реакции примерно удваивается, что говорит о том, что график будет экспоненциальным
форма кривой. Следовательно, когда скорость реакции увеличивается вместе с температурой,
время, необходимое для исчезновения креста, уменьшается по мере образования осадка.
Быстрее.

Метод
Раствор тиосульфата натрия отмеряли в коническую колбу и помещали в воду.
ванна выбранной температуры. Коническая колба оставалась на водяной бане примерно на пять
минут и контролируется термометром, чтобы определить, достиг ли раствор
температура водяной бани. После этого на керамической плитке была нанесена метка X.
и помещают под коническую колбу. Этот знак X важен в эксперименте, чтобы
определить скорость реакции по времени, за которое метка исчезнет.В
соляная кислота добавляется в раствор тиосульфата натрия в конической колбе и таймере
устанавливается сразу. Было жизненно важно запустить таймер, как только кислота была добавлена ​​точно до
измерить время, необходимое для возникновения реакции. Колбу осторожно закручивали в
круговыми движениями до тех пор, пока метка X под конической колбой не станет видна из-за
прозрачный раствор становится непрозрачным. Затем содержимое конической колбы вылили в
раствор карбоната натрия в вытяжном шкафу из-за образования диоксида серы в вытяжном шкафу.
реакция, которая очень токсична и вызывает затруднение дыхания.Этот метод был тогда
повторяется для различных температур — 25 ̊c, 35 c, 45 c и 55 ̊c.

Заключение
Исходя из экспериментальных данных, скорость реакции увеличивается с ростом температуры.
что в некоторой степени поддерживает мою гипотезу. График 1 показывает, что эксперимент 2 показывает
самый надежный результат с точки зрения соответствия тенденции, изложенной в моей гипотезе, в которой скорость
реакция примерно удваивается на каждые 10 ° C повышения температуры. По сравнению с моим собственным
эксперимент (эксперимент 1) и эксперимент 3, в котором скорость не так согласована.Кроме того, График 2 подчеркивает ограничения небольшого набора данных от других лиц.
из-за человеческих ошибок. Хотя график 2 также следует тенденции, в которой скорость реакции
в зависимости от повышения температуры удвоение скорости на каждые 10 ° C не так очевидно
что противоречит моей гипотезе.

Результаты показывают, что зависимая переменная, в данном случае скорость реакции
пропорциональна независимой переменной, температуре в этом исследовании. Это
потому что теория столкновений утверждает, что повышение температуры вызывает повышение кинетической
энергия, таким образом, более высокая частота столкновений вызовет более быструю реакцию.Чем выше
температура, тем больше частиц преодолевает энергию активации. В этом расследовании
реакция между соляной кислотой и тиосульфатом натрия привела к исчезновению метки X
из-за образования осадка серы. Бесцветные растворы вступили в реакцию вместе
и сменился на непрозрачный, а затем стал непрозрачным. Эту реакцию можно описать следующим образом:
следующее ионное уравнение:

S 2 O 3 2- (водный раствор) + 2H + (водный раствор)  S (т) + SO2 (водный раствор) + H 2 O (l)

Было жизненно важно иметь контролируемые переменные, поскольку различные факторы, такие как
поскольку объем и концентрация раствора повлияли бы на скорость
реакция.

0

0.

0.

0.

0.

0.

0.

0.

0 10 20 30 40 50 60

Скорость реакции / с

Температура / ° C

График 2, показывающий среднюю скорость реакции при различных температурах

В целом исследование влияния температуры на скорость реакции было успешным.
в том смысле, что отношения между двумя переменными совпадали, и мои результаты
подтвердил мою гипотезу, показав, что с повышением температуры увеличивалась и скорость
реакция.Однако некоторые незначительные ошибки эксперимента из-за систематических ошибок могут
повлияли на мои результаты, и поэтому график экспоненциальной формы не был полностью получен.

Оценка
Хотя результаты этого эксперимента соответствовали прогнозируемой тенденции, все же были некоторые
ошибки, сделанные в моем методе, и, конечно, некоторые улучшения, которые необходимо внести.

Из-за нехватки времени у меня была возможность провести только один эксперимент, и поэтому я
график более надежен Я собрал результаты других людей (эксперимент 1 и 2 графика

1) для сравнения с моими результатами.Это не было особенно идеальным, поскольку их метод этого
эксперимент мог отличаться от моего, поэтому скорость реакции была бы
зависит от нескольких факторов, таких как размер метки X и метод закрутки
коническая колба. Кроме того, разные люди будут по-разному интерпретировать знак.
полностью исчез. В будущем я буду проводить больше испытаний самостоятельно, чтобы получить более надежный
результаты и исключить случайные ошибки.

Трудно точно измерить время исчезновения метки X из-за
различные факторы.Например, метка X, которую я нарисовал, была довольно большой, поэтому потребовалось много времени.
дольше, чтобы эта отметка исчезла, поскольку раствор постепенно переходит от бесцветного к мутному
чтобы он стал непрозрачным, однако потребовалось некоторое время, чтобы он заполнил дно конической колбы. В будущем,
знак X на керамической плитке можно было нарисовать до подходящего размера, чтобы соответствовать центру
основание конической колбы.

Кроме того, закрутка конической колбы при круговых движениях не была полностью последовательной.
по продолжительности эксперимента.Следовательно, этот фактор мог повлиять на время, которое потребовалось.
знак X исчез, что, в свою очередь, повлияло на скорость реакции в результатах. Этот
можно было бы избежать, используя магнитную мешалку, которая перемешивала бы смесь
решения с постоянной скоростью, что сделало бы результаты более точными.

Иногда было трудно обнаружить исчезновение знака X из-за видимости
проблемы. Чтобы результаты были более точными и без ошибок, связанных с человеческим фактором, датчик освещенности
было бы идеально в этом исследовании, чтобы измерить свет, проходящий через
решение.Следовательно, как только образовался осадок и раствор стал мутным,
свет будет непроницаемым, который будет улавливаться датчиком. В свою очередь,
измерение времени, необходимого для того, чтобы X исчез и раствор стал полностью непрозрачным
было бы намного точнее.

Из-за быстрого темпа, в котором я работал, коническая колба и мерные цилиндры могут
не были вымыты полностью, оставив следы предыдущего раствора. Это бы
приведет к неточным измерениям реагентов, что, в свою очередь, повлияет на общую
скорость реакции.Это можно было улучшить, проявив терпение и внимательнее
оборудование, которое я использовал для достижения точных результатов и поддержания последовательного метода
во время каждого испытания.

факторов, влияющих на скорость реакции — химия 2e

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

  • Опишите влияние химической природы, физического состояния, температуры, концентрации и катализа на скорость реакции

Скорость, с которой расходуются реагенты и образуются продукты в ходе химических реакций, сильно различается.В этом разделе будут изучены пять факторов, обычно влияющих на скорость химических реакций: химическая природа реагирующих веществ, состояние разделения (один большой кусок по сравнению с множеством мелких частиц) реагентов, температура реагентов, концентрация реагентов. реагенты и наличие катализатора.

Химическая природа реагирующих веществ

Скорость реакции зависит от природы участвующих веществ. Реакции, которые кажутся похожими, могут иметь разную скорость в одних и тех же условиях, в зависимости от идентичности реагентов.Например, когда небольшие кусочки металлов, железа и натрия, подвергаются воздействию воздуха, натрий полностью реагирует с воздухом в течение ночи, в то время как железо практически не затрагивается. Активные металлы кальций и натрий реагируют с водой с образованием газообразного водорода и основания. Однако кальций реагирует с умеренной скоростью, тогда как натрий реагирует так быстро, что реакция становится почти взрывоопасной.

Физические состояния реагентов

Химическая реакция между двумя или более веществами требует тесного контакта между реагентами.Когда реагенты находятся в разных физических состояниях или фазах (твердое, жидкое, газообразное, растворенное), реакция происходит только на границе раздела фаз. Рассмотрим гетерогенную реакцию между твердой фазой и жидкой или газообразной фазой. По сравнению со скоростью реакции для крупных твердых частиц скорость для более мелких частиц будет больше, потому что площадь поверхности, контактирующая с другой фазой реагента, больше. Например, большие куски железа медленнее реагируют с кислотами, чем с мелкодисперсным порошком железа ((Рисунок)).Большие куски дерева тлеют, более мелкие — быстро, а опилки горит взрывом.

(а) Порошок железа быстро реагирует с разбавленной соляной кислотой и образует пузырьки газообразного водорода: 2Fe ( с ) + 6HCl ( водн. ) 2FeCl 3 ( водн. ) + 3H 2 ( г ) . (б) Железный гвоздь реагирует медленнее, потому что площадь поверхности, подверженная воздействию кислоты, намного меньше.

Посмотрите это видео, чтобы увидеть реакцию цезия с водой в замедленном режиме и обсудить, как состояние реагентов и размер частиц влияют на скорость реакции.

Температура реагентов

Химические реакции обычно происходят быстрее при более высоких температурах. Еда может быстро испортиться, если оставить ее на кухонном столе. Однако более низкая температура внутри холодильника замедляет этот процесс, так что одни и те же продукты остаются свежими в течение нескольких дней. Газовые горелки, горячие плиты и духовки часто используются в лаборатории для увеличения скорости реакций, которые протекают медленно при обычных температурах. Для многих химических процессов скорость реакции увеличивается примерно вдвое при повышении температуры на 10 ° C.

Концентрации реагентов

Скорость многих реакций зависит от концентраций реагентов. Скорости обычно увеличиваются, когда увеличивается концентрация одного или нескольких реагентов. Например, карбонат кальция (CaCO 3 ) ухудшается в результате его реакции с загрязняющим диоксидом серы. Скорость этой реакции зависит от количества диоксида серы в воздухе ((рисунок)). Кислый оксид, диоксид серы, соединяется с водяным паром в воздухе с образованием серной кислоты в следующей реакции:

Карбонат кальция реагирует с серной кислотой следующим образом:

В загрязненной атмосфере с высокой концентрацией диоксида серы карбонат кальция разрушается быстрее, чем в менее загрязненном воздухе.Точно так же фосфор сгорает намного быстрее в атмосфере чистого кислорода, чем в воздухе, который составляет всего около 20% кислорода.

Статуи, сделанные из карбонатных соединений, таких как известняк и мрамор, обычно медленно выветриваются с течением времени из-за воздействия воды, а также теплового расширения и сжатия. Однако такие загрязнители, как диоксид серы, могут ускорить выветривание. По мере увеличения концентрации загрязнителей воздуха разрушение известняка происходит быстрее. (кредит: Джеймс П. Фишер III)

Фосфор быстро горит на воздухе, но он будет гореть еще быстрее, если концентрация кислорода будет выше.Посмотрите это видео, чтобы увидеть пример.

Наличие катализатора

Относительно разбавленные водные растворы перекиси водорода H 2 O 2 обычно используются в качестве местных антисептиков. Перекись водорода разлагается с образованием воды и газообразного кислорода в соответствии с уравнением:

В обычных условиях это разложение происходит очень медленно. Однако когда разбавленный раствор H 2 O 2 (водный) наливается на открытую рану, реакция происходит быстро, и раствор пенится из-за сильного выделения газообразного кислорода.Это резкое различие вызвано наличием веществ в открытых тканях раны, которые ускоряют процесс разложения. Вещества, которые увеличивают скорость реакции, называются катализаторами, и эта тема более подробно рассматривается далее в этой главе.

Химические реакции происходят, когда молекулы сталкиваются друг с другом и подвергаются химическому превращению. Прежде чем физически провести реакцию в лаборатории, ученые могут использовать симуляции молекулярного моделирования, чтобы предсказать, как параметры, обсужденные ранее, повлияют на скорость реакции.Используйте интерактивный интерфейс PhET Reactions & Rates, чтобы изучить, как температура, концентрация и природа реагентов влияют на скорость реакции.

Ключевые концепции и резюме

На скорость химической реакции влияют несколько параметров. Реакции, в которых участвуют две фазы, протекают быстрее, чем больше площадь контакта поверхности. Если температура или концентрация реагента увеличиваются, скорость данной реакции обычно также увеличивается. Катализатор может увеличить скорость реакции, обеспечивая альтернативный путь с более низкой энергией активации.

Химия: упражнения в конце главы

Опишите влияние каждого из следующих факторов на скорость реакции металлического магния с раствором соляной кислоты: молярность соляной кислоты, температура раствора и размер кусочков магния.

Более высокая молярность увеличивает скорость реакции. Более высокая температура увеличивает скорость реакции. Более мелкие кусочки металлического магния будут реагировать быстрее, чем более крупные, потому что существует более реакционная поверхность.

Объясните, почему яйцо в кипящей воде в Денвере готовится медленнее, чем в Нью-Йорке. (Подсказка: рассмотрите влияние температуры на скорость реакции и влияние давления на точку кипения.)

Перейдите в интерактивный режим PhET Reactions & Rates. Используйте вкладку Single Collision, чтобы представить, как столкновение одноатомного кислорода (O) и монооксида углерода (CO) приводит к разрыву одной связи и образованию другой. Оттяните красный поршень, чтобы высвободить атом и наблюдать за результатами.Затем нажмите «Перезагрузить пусковую установку» и измените значение на «Угловой снимок», чтобы увидеть разницу.

(a) Что происходит при изменении угла столкновения?

(b) Объясните, как это влияет на скорость реакции.

(a) В зависимости от выбранного угла, атому может потребоваться много времени, чтобы столкнуться с молекулой, и, когда столкновение все-таки произойдет, оно может не привести к разрыву связи и образованию другой. (b) Частицы реагента должны вступить в контакт друг с другом, прежде чем они смогут вступить в реакцию.

В интерактивном режиме PhET Reactions & Rates используйте вкладку «Многие столкновения», чтобы наблюдать, как несколько атомов и молекул взаимодействуют в различных условиях. Выберите молекулу для закачки в камеру. Установите начальную температуру и выберите текущее количество каждого реагента. Выберите «Показать облигации» в разделе «Параметры». Как на скорость реакции влияют концентрация и температура?

В интерактивном режиме PhET Reactions & Rates на вкладке Many Collisions настройте моделирование с 15 молекулами A и 10 молекулами BC.Выберите «Показать облигации» в разделе «Параметры».

(a) Оставьте начальную температуру равной настройке по умолчанию. Наблюдайте за реакцией. Скорость реакции быстрая или медленная?

(b) Щелкните «Пауза», затем «Сбросить все», а затем введите 15 молекул A и 10 молекул BC еще раз. Выберите «Показать облигации» в разделе «Параметры». На этот раз увеличивайте начальную температуру до тех пор, пока линия полной средней энергии на графике не окажется полностью выше кривой потенциальной энергии. Опишите, что происходит с реакцией.

(а) очень медленный; (б) При повышении температуры реакция протекает с большей скоростью. Количество реагентов уменьшается, а количество продуктов увеличивается. Через некоторое время в смеси будет примерно равное количество BC , AB и C и небольшой избыток A .

Глоссарий

катализатор

Вещество, которое увеличивает скорость реакции, но само по себе не расходуется на реакцию

Отчет о реакции учащихся на уроке в одиннадцатом классе

Действия учащихся : После того, как я ответил на вопросы учащихся, я позволил им приступить к вычислению чисел.Я хожу по комнате, отвечая на вопросы и наблюдая за работой студентов. После того, как большинство студентов получили возможность обработать свои собственные данные и получить данные из другой лабораторной группы, я собираю всех вместе для уловки и выпуска.

Возможности «поймать и отпустить» : Это хорошее время, чтобы вместе со студентами обсудить заключительные вопросы, чтобы узнать, есть ли у них какие-либо вопросы. Я отмечаю, что на первый вопрос можно дать эффективный ответ только в том случае, если данные четко показывают взаимосвязь. Мы смотрим на образцы данных, и я спрашиваю студентов, что они думают о данных.

Есть ли узор? Студенты должны заметить, что больше газа было выделено из более высоких молярностей. Я прошу их также посмотреть данные через минуту. Опять же, похоже, есть закономерность. Согласуется ли картина с гипотезой? Да, это так. Наконец, я напоминаю студентам сравнить свои данные с данными другой группы. Если это тоже совпадение, то есть довольно веские доказательства тенденции. Если нет, то есть веские доказательства совпадения двух других частей. Другая группа могла допустить ошибку измерения или другую ошибку при создании своих данных.Замечу, что этот анализ охватывает первые 3 вопроса с заключением.

Наконец, я обращаю их внимание на специальный вопрос, связанный с темой их исследования, чтобы увидеть, могут ли они применить то, что они узнали о своей переменной, к связанному сценарию.

Остановка занятия для обсуждения всего этого важна, потому что это еще больше контекстуализирует то, что они делали, и обсуждение позволит им завершить свой проект.

В этом первом видео студент смотрит на данные.Мне нравится это видео, потому что оно показывает студенту, который пытается понять смысл своих данных. В его эксперименте изучалось влияние площади поверхности на скорость реакции. У него есть некоторые данные, которые показывают увеличение массы, тогда как реакция должна показать ее уменьшение; Вероятно, это связано с ошибкой измерения. Хотя мне жаль, что я не обнаружил эту ошибку раньше, чтобы у них было время провести дополнительное испытание, то, как он справляется с проблемой, признавая ее и отмечая, что это проблематично, — это именно то, что делают практикующие ученые.

Во втором видео я пытаюсь помочь ученику увидеть, что, хотя реакция с галькой была очень слабой, на самом деле произошло значительное уменьшение массы, связанное с реакцией, в которой использовался порошок, по сравнению с галькой, и что это придерживаясь гипотезы о том, что большие площади поверхности приводят к более высокой скорости реакции.

Химия — Скорость реакции

Скорость реакции — мощный диагностический инструмент. Узнав, как быстро производятся продукты и что вызывает замедление реакции, мы можем разработать методы улучшения производства. Эта информация важна для крупномасштабного производства многих химикатов, включая удобрения, лекарства и бытовые чистящие средства.

Как мы отслеживаем скорость реакции?

Во-первых, важно понять, что такое скорость реакции.Когда происходит реакция, молекулы сталкиваются вместе с достаточной энергией для того, чтобы реагенты расщеплялись или превращались в новый вид, известный как продукт (часто существует более одного продукта). Таким образом, скорость реакции — это фактически скорость образования продукта, а также скорость, с которой расходуется реагент. Поскольку реакции требуют, чтобы молекулы преодолели определенный энергетический барьер для успешного столкновения, скорость реакции часто указывает, являются ли условия адекватными для того, чтобы это произошло.Например, низкая скорость реакции может указывать на то, что не многие столкновения происходят с силой, необходимой для разрыва химических связей реагентов, поэтому продукт не производится так быстро. Если это известно, производители могут исследовать лучший способ увеличения числа успешных столкновений молекул для увеличения выхода.

Итак, важно уметь измерять скорость реакции, но как это сделать? Было бы очень сложно контролировать производимое или используемое конкретное химическое вещество, поскольку реакции часто представляют собой запутанную смесь, но довольно часто мы можем наблюдать очевидные побочные эффекты, которые легко измерить.Например, экзотермическая реакция может выделять тепло, и мы можем отслеживать изменение температуры с течением времени. При других реакциях, таких как добавление соляной кислоты к образцу магния, образуется газообразный водород. Это вызывает шипение (шикарное слово, обозначающее пузыри!). Пузырьки можно легко подсчитать, и сравнение количества пузырьков, образовавшихся за установленное время, когда вы изменяете другой аспект реакции, такой как температура или концентрация кислоты, позволяет нам увидеть, как изменяется скорость реакции.

Еще один распространенный эксперимент A Level, с которым вы можете столкнуться, — это часы с йодом.На этот раз за реакцией следят, записывая, сколько времени нужно, чтобы увидеть изменение цвета раствора, что объясняется в видео ниже. Во избежание ложных результатов важно убедиться, что в экспериментах все одинаково, за исключением переменной, которую вы изменяете, в данном случае концентрации тиосульфата. Может помочь работа в парах: один человек нажимает на таймер, а другой запускает реакцию, так что вы можете запускать часы в одной и той же точке для каждого эксперимента.

Почему нам нужно знать скорость реакции?

Скорость реакции

Скорость уравнения реакции

Это то, что всех заставляет нервничать; уравнения! Они могут выглядеть сложными, а иногда и совершенно другим языком, но на самом деле они очень полезны.Они позволяют нам определить, какие реагенты отвечают за скорость реакции, на основе очень простых экспериментальных измерений, подобных упомянутым выше.

Во время экзамена или в классе вам может быть предоставлена ​​таблица данных, которая показывает, как изменяется скорость реакции, когда вы меняете концентрацию каждого из реагентов. Из этой информации мы можем составить уравнение скорости.

Скоростные уравнения имеют вид:

k — константа скорости.Это значение, которое говорит нам, насколько быстрой или медленной является реакция. Поскольку на скорость реакции может влиять ряд переменных, таких как температура или концентрация реагента, константа скорости также будет изменяться. Все, что находится в квадратных скобках ([]), просто означает, что мы имеем в виду концентрацию реагента в скобках, в данном случае концентрацию A и B. Последние две буквы, m и n, даны как степени концентрации . Числа, которые заменяют m и n, показывают, как скорость зависит от индивидуального реагента.Это известно как порядок реакции для данного вида.

Если скорость реакции не меняется при изменении концентрации A, то мы знаем, что скорость не зависит от A. В этом случае мы можем записать m как ноль и сказать, что порядок относительно A равен нулю. Все, что находится в нулевой степени, равно единице, и поэтому мы можем удалить это, поскольку мы просто умножаем остальную часть уравнения скорости на единицу. Это просто!

Для реакций первого порядка m равно единице. Поскольку A в степени 1, мы можем просто написать [A].На практике это означает, что по мере увеличения концентрации A скорость реакции будет увеличиваться в той же пропорции, например, если вы удвоите количество A, скорость также удвоится. Тот же принцип применяется к реакции второго порядка, но на этот раз m равно 2, поэтому, если вы удвоите A, у вас будет вдвое больше исходного количества A в степени 2, а 22 будет равно 4. Таким образом, если вы удвоите A, коэффициент реакции увеличится в четыре раза.

Отлично, так что готово, а как насчет B? Что ж, кстати, это то же самое, что облегчает жизнь каждому! Вас никогда не попросят заказать более двух реагентов, и если реагентов больше двух, не беспокойтесь, просто добавьте их, как вы это делали с A и B.

Лаборатория признаний

Исследователи подкаста In the Laboratory Confessions рассказывают о своем лабораторном опыте в контексте практических экзаменов A Level. В этом эпизоде ​​мы рассмотрим подходящую аппаратуру для записи измерений и измерения скорости реакции с помощью методов непрерывного мониторинга и начальной скорости.

Скорость реакции в промышленности

Возможность интерпретации данных о скорости реакции необходима во многих областях производства и исследований.Одно из наиболее важных отраслевых приложений — это процесс Haber, который вы, возможно, изучали на GCSE или A Level. Это включает в себя преобразование газообразного азота и водорода в аммиак, а аммиак имеет широкий спектр применения — от чистящих средств до оружия. Контролируя скорости, Хабер обнаружил, что скорость реакции во многом зависит от того факта, что тройную связь в азоте действительно трудно разорвать. Он и его помощник смогли разработать катализаторы, которые позволили этому процессу протекать гораздо быстрее.Этому процессу 100 лет, но он используется до сих пор!

Следующие шаги

Эти ссылки предоставляются только для удобства и в информационных целях; они не означают одобрения или одобрения Бирмингемским университетом какой-либо информации, содержащейся на внешнем веб-сайте. Бирмингемский университет не несет ответственности за точность, законность или содержание внешнего сайта или последующих ссылок. Пожалуйста, свяжитесь с внешним сайтом для получения ответов на вопросы относительно его содержания.

Исследование влияния концентрации на время реакции

Независимо от того, изучаете ли вы теорию столкновений или что-то более сложное, например, порядок реакции, реакция между тиосульфатом натрия — Na 2 S 2 O 3 и соляной кислотой может обеспечить согласованный результат. , точная и интересная возможность исследовать эти темы.

Несколько недель назад я искал новую реакцию, которую можно было бы использовать для исследования того, как концентрация влияет на время реакции.Раньше я всегда использовал традиционных реакций, таких как магний и соляная кислота или Алка-Зельцер и соляная кислота. Хотя оба служили своей цели, всегда были группы, которые не совсем получали данные, которые соответствовали бы моим представлениям об этих отношениях. В большинстве случаев это было из-за неоднозначных и непоследовательных методов определения времени или просто из-за экспериментальной ошибки, например, из-за того, что магний не оставался в кислоте, не всплывая наверх. Мне нужна была реакция, которая с большей вероятностью дала бы последовательные результаты от группы к группе, была бы легкой в ​​исполнении и была бы немного более интересной , чем ожидание исчезновения магния или алка-зельцера.

В конце концов, я наткнулся на эксперимент Flinn 1 , в котором основное внимание уделялось реакции между тиосульфатом натрия и соляной кислотой.

Na 2 S 2 O 3 (вод.) + HCl (вод.) → 2NaCl (вод.) + S (т.) + H 2 O (л) + SO 2 (г)

Что мне больше всего понравилось в этой реакции, так это простой и последовательный механизм выбора времени, который она предоставила моим студентам, который мог устранить двусмысленность и различия в подходах к времени, которые лабораторные группы использовали в прошлом.

Вот как это происходит: По мере протекания реакции одним из продуктов является сера. По мере производства большего количества серы раствор становится все более и более мутным, пока в конечном итоге раствор не станет непрозрачным. Из-за этого момент, когда вы больше не можете видеть решение, можно использовать как постоянный способ остановить время. Когда я спросил своих студентов, как мы все будем последовательно решать, когда раствор непрозрачен, многие из них предложили разместить какой-то объект с другой стороны стакана, чтобы мы все останавливали таймер, когда объект больше не был виден. .Это естественным образом переросло в идею нарисовать что-то на самом стакане (в данном случае X на дне) и применить те же рассуждения.

Эту реакцию и реализацию этих естественных часов можно увидеть ниже в видео Флинна 2 .

Несмотря на то, что это всего лишь вопрос перехода от видимого к непрозрачному, я заметил, что в ожидании исчезновения этого X почти все мои ученики парили над своими мензурками, с нетерпением ожидая остановки своего таймера.Дошло даже до того, что разные группы начали использовать свои телефоны, чтобы делать таймлапс-видео своих реакционных стаканов. Вы можете увидеть один ниже. Как учителю, было забавно наблюдать, как они взволнованы чем-то таким, казалось бы, простым.

Хотя я использовал этот эксперимент в первую очередь для исследования теории столкновений и различных факторов, влияющих на время, необходимое для завершения реакции, его можно легко использовать для определения чего-то более сложного, например порядка реакции (см. Все видео Флинна, из которого приведен вышеупомянутый клип взят).

Я также обнаружил, что эта лаборатория служит прекрасной возможностью для моих студентов сыграть большую роль в создании экспериментальной установки, поскольку в ней не было большой сложности. Я способствовал разработке эксперимента, задавая своим ученикам ряд вопросов, которые должны были дать ощущение настоящего разговора между учеными, заинтересованными в ответе на вопрос. PowerPoint, который я использовал для облегчения этого обсуждения, можно найти в разделе «Вспомогательная информация» внизу этого сообщения, если вы вошли в ChemEd X, но общая тема следовала следующим вопросам:

  • Какая наша независимая переменная? Как мы должны это изменить?
  • Должен быть общий объем каждого стакана одинаковым или разным? Почему?
  • Какая наша зависимая переменная?
  • Есть ли какие-то переменные, которые мы должны контролировать?
  • Как нам рассчитать время нашей реакции?
  • Как мы должны записывать и организовывать наши данные?
  • Как мы собираемся вычислить наши концентрации с точки зрения молярности?
  • Как мы должны записывать и организовывать наши данные?
  • Что мы будем делать с нашими данными, когда они у нас появятся? Изобразить это на графике?

Я не вовлекаю студентов в подобные вещи достаточно часто, и важно, чтобы я продолжал напоминать себе о полезном опыте, который это может дать учащимся, чтобы получить более точное представление о том, как работает наука.

Как бы вы ни решили это сделать, общий подход к этому эксперименту выглядит примерно так:

1) С помощью Sharpie нарисуйте черный крестик на дне (снаружи) каждой мензурки.

2) Исходный раствор 0,15 М Na 2 S 2 O 3 используется для получения 5 различных концентраций с использованием разного количества дистиллированной воды, хотя наша водопроводная вода тоже работает отлично. Общий объем каждого раствора должен быть одинаковым в каждом стакане.

3) Добавьте 5 мл 2 M HCl в первый стакан, чтобы начать реакцию. Вы можете сделать начальное перемешивание, чтобы равномерно распределить HCl. Таймер запускается после этого начального завихрения.

4) Глядя на стакан, остановите таймер в тот момент, когда увидите, что X полностью исчезнет из поля зрения.

5) Сделайте это для всех ваших образцов и начните анализировать ваши данные

После того, как все закончили эксперимент и проанализировали свои результаты, я был взволнован, увидев, что данные из каждой группы построили график, отображающий отношения, которые я искал.Ни в одной группе не было ни одного странного выброса или графика с кажущимися случайными точками повсюду! Некоторые из групп даже обратили достаточно пристальное внимание на тот факт, что каждый стакан имел разный уровень «непрозрачности» для них. Это также дало прекрасную возможность поговорить о преимуществах качественных доказательств. Я связываю эти стабильные результаты с двумя основными вещами:

1) Последовательный механизм синхронизации, который каждая группа может легко воспроизвести

2) Испортить эту реакцию практически невозможно — вы просто наливаете HCl в раствор Na 2 S 2 O 3 .Сведение к минимуму шансов экспериментальной ошибки было огромным.

Хотя я не всегда стремлюсь к согласованности данных между группами, когда мы проводим лабораторные работы, я знал, что аргументы будут разными в разных группах, когда я пытаюсь объяснить, почему их эксперимент показал такую ​​взаимосвязь. Это аргументы, которые меня больше всего интересуют после того, как студенты завершат анализ данных.

Студентам была поставлена ​​задача разработать их исходные аргументы с использованием концепции «Утверждение, свидетельство, аргументация» (CER).Хотя у большинства советов были похожие утверждения, они часто расходились в том, какие доказательства они выбирали для представления. Все они имели доступ к одним и тем же доказательствам, но разные группы намеренно не учитывали определенные доказательства — почему? Больше всего их советы разошлись в своих рассуждениях, которые призваны помочь им обосновать, почему их доказательства имеют смысл, основываясь на известных научных принципах. Я должен упомянуть, что до этой лаборатории студентам ничего не рассказывали о теории столкновений, и тем не менее многие из них смогли придумать правильное объяснение, основанное на частицах, в то время как другие либо обходили двусмысленность, либо не обладали деталями, либо просто отображали некоторую форму заблуждение.Важной частью этого было то, что они старались изо всех сил, основываясь на моделях, которые они крутили в своих головах, чтобы объяснить феномен, и знали, что это дело научного сообщества (нашего класса), которое должно действовать как фильтр для сортировки. обоснованные объяснения тех, в которых либо отсутствовали подробности, либо они не могли полностью объяснить доказательства. Это процесс, которым я люблю заниматься больше всего.

На выполнение самой лаборатории ушло около 30 минут, но поскольку я задействовал их в экспериментальной установке и выделил время для построения аргументов, которые были представлены, обсуждены и уточнены, весь процесс занял 3 периода (по 1 часу каждый).

Я хочу поблагодарить Флинна за то, что он вдохновил на идею эксперимента, и книгу NSTA Argument-Driven Inquiry in Chemistry 3 за предоставленную основу, которую мы использовали для создания и осмысления расследования.

Ресурсы

1 Скорость реакции тиосульфата натрия и соляной кислоты . Н.п .: Flinn Scientific, n.d. Pdf . https://www.flinnsci.com/globalassets/flinn-scientific/all-free-pdfs/dc91860.pdf

2 «Скорость реакции тиосульфата натрия и соляной кислоты …» 20 декабря 2012 г., & https://www.youtube.com/watch?v=r4IZDPpN-bk. По состоянию на 17 января 2017 г.

3 «NSTA Science Store: Argument-Driven Inquiry in Chemistry: Lab ….» 1 октября 2014 г., https://www.nsta.org/store/product_detail.aspx?id=10.2505/9781938946226. По состоянию на 17 января 2017 г.

Lab 11 — Химическая кинетика

Δ [S 2 O 8 2-] = [S 2 O 8 2- ] final — [S 2 O 8 2- ] начальный

Следовательно, есть отрицательный знак, делающий скорость реакции положительной.Мы также могли измерить исчезновение I . В химическом уравнении два иодид-иона реагируют с каждым ионом S 2 O 8 2-. Следовательно, I исчезает вдвое быстрее, чем S 2 O 8 2-. Скорость реакции, основанная на исчезновении I , может быть выражена как:

Изучаемая химическая система

В этом эксперименте важны три реакции:

(6)

2 I + S 2 O 8 2- → I 2 + SO 4 2-

(7)

I 2 + 2 S 2 O 3 2- → 2 I + S 4 O 6 2-

(8)

I 2 + индикатор крахмала → сине-черный продукт

Цель эксперимента — измерить скорость реакции 6.Продуктом этой окислительно-восстановительной реакции между иодид-ионами и персульфат-ионами (S 2 O 8 2-) является элементарный йод. Йод в присутствии тиосульфат-ионов (S 2 O 3 2-) будет преобразовывать иодид-ионы (Реакция 7). Йод также может в присутствии крахмала образовывать сине-черный продукт (реакция 8). Реакция 7 происходит быстрее, чем реакция 8, и предпочтительно происходит, если присутствует S 2 O 3 2-. Однако, если S 2 O 3 2- отсутствует или если он израсходован, происходит реакция 8 и появляется темный цвет индикатора.

Методика начальных ставок

Изменение концентрации химического вещества обычно зависит от концентрации этого вещества, когда начинается реакция. В начале реакции его концентрация высока, и значительное количество реагента исчезнет за секунду. Ближе к концу реакции его концентрация низкая, и гораздо меньшее количество реагента исчезнет за секунду. Стандартный способ сравнения скоростей реакции в различных условиях — измерить время, необходимое для прохождения первого небольшого процента реакции.Это дает начальную ставку.

В этом эксперименте вы найдете время, необходимое для возникновения первого небольшого процента реакции 6. Но мы делаем это косвенным образом. Фактически будет измерено время, необходимое для возникновения реакции 7. Эксперимент будет организован таким образом, чтобы количество тиосульфата (S 2 O 3 2-) составляло только около одного процента от количества йодида и персульфата (S 2 O 8 2- ) ионы. Во время первого процента или около того реакции 6 образующийся элементарный йод потребляется тиосульфатом в реакции 7.Не остается йода, который вступает в реакцию с индикатором крахмала. Когда S 2 O 3 2- израсходован, реакция 6 все еще продолжается (еще около 99%!), Но образующийся йод затем начинает реагировать с крахмалом, давая цвет менять. Таким образом, изменение цвета указывает на общий расход тиосульфата, S 2 O 3 2-.

Зная количество прореагировавшего тиосульфата и измеряя время, необходимое для реакции, получаем Δ [S 2 O 3 2-] / Δt.Это связано со скоростью реакции 6 (чего мы хотим!) Стехиометрией реакций,

(9)

Ставка = — = —

Одна половина в формуле возникает из стехиометрии 1: 2 между ионами S 2 O 8 2- и S 2 O 3 2-. Член Δ [S 2 O 3 2-] отрицательный (концентрация уменьшается по мере протекания реакции), но отрицательный знак в формуле снова дает положительное значение скорости.

Константы скорости и приказы реакции

Простой вопрос о скорости реакции заключается в следующем: зависит ли скорость, которую вы измеряете, от количества реагентов, с которыми вы начинаете? Вроде бы и должно, но это не всегда так. Ответ на вопрос зависит от механизма реакции. Механизм реакции — это последовательность шагов, которым следует реакция. Самый медленный этап определяет измеренную скорость реакции и называется этапом определения скорости .Посмотрите еще раз на реакцию, скорость которой необходимо измерить:

(10)

2 I + S 2 O 8 2- → I 2 + 2 SO 4 2-

Вы можете догадаться, что эта реакция происходит, когда два иодида и один ион персульфата сталкиваются в растворе. Однако столкновение между тремя видами, при котором они встречаются в правильной ориентации, чтобы реагировать, случается очень редко. Скорее всего, реакция протекает проще.Вот некоторые разумные механизмы:

  • 1

    На этапе определения скорости встречаются два иодид-иона. В этом случае скорость зависит только от начальной концентрации йодида.

  • 2

    Стадия определения скорости включает разложение персульфат-иона. В этом случае скорость зависит только от начальной концентрации персульфата.

  • 3

    На стадии определения скорости присутствуют йодид-ион и персульфат-ион.В этом случае скорость зависит от концентрации обоих ионов.

Все механизмы правдоподобны. Единственный способ отличить их — эксперимент.

Зависимости от концентрации суммируются по закону скорости. Для нашей реакции закон скорости может быть записан:

(11)

Коэффициент = k [I ] x [S 2 O 2- ] y

Здесь k называется константой скорости , которая уникальна для реакции.(Не путайте k, константу скорости, с K, константой равновесия!) Показатели x и y должны определяться экспериментально. Мы делаем это, измеряя скорость реакции при различных начальных концентрациях йодида и персульфата. Например, если мы удвоим начальное значение [I ] и скорость не изменится, то x должен быть равен нулю, и реакция называется нулевым порядком по иодид-ионам. Если скорость удваивается, когда [I ] удваивается, x должен быть равен единице, и реакция будет первого порядка по иодид-ионам.Если скорость увеличивается в четыре раза при удвоении [I ], x должно быть равно двум, и реакция второго порядка по иодид-ионам. Проведение других экспериментов и изменение [S 2 O 8 2-] затем позволит определить y, порядок реакции для иона персульфата. В вашем учебнике приводится алгебраический метод определения x и y, который необходимо использовать для более сложных порядков реакции.

Как только порядок реакции для каждого реагента определен, можно подставить значения для концентрации реагента, порядок и скорость (изменение концентрации в единицу времени) для данного прогона в закон скорости и решить для константы скорости, k.Единицы k будут варьироваться в зависимости от общего порядка реакции, который является суммой отдельных показателей. Порядок реакции является показателем общего числа частиц, участвующих в определяющей скорость стадии механизма реакции.

Вы сделаете пять прогонов реакции. Это позволит вам определить порядок реакции в каждом из реагентов и рассчитать константу скорости. Затем вы определите закон скорости реакции между ионами йодида и персульфата.

Оборудование

  • 2

    Бюретки 50 мл

  • 2

    Градуированные цилиндры 50 мл

  • 4

    Мензурки 100 мл

  • 4

    Мензурки 50 мл

  • 1

    магнитная мешалка

  • 1

    магнитная мешалка

  • 1

    10.Мерная пипетка 00 мл

  • 1

    груша для пипетки

  • 1

    кольцевая подставка с зажимом для бюретки

  • 1

    бутылка для шприца с деионизированной водой

Реактивы

  • ~ 90 мл

    0.200 млн KI

  • ~ 90 мл

    0,100 M (NH 4 ) 2 S 2 O 8

  • ~ 60 мл

    0.0050 M Na 2 S 2 O 3

  • ~ 30 мл

    0.200 M KCl

  • ~ 30 мл

    0,100 M (NH 4 ) 2 SO 4

  • ~ 30 мл

    3% раствор крахмала

Безопасность

Персульфат натрия — окислитель. Окислители могут поставлять кислород из собственного источника и могут бурно реагировать с органическими жидкостями или другими восстановителями.С разбавленными растворами персульфата, использованными в этом эксперименте, можно безопасно работать с другими водными растворами.

Удаление отходов

Все растворы можно смыть в раковину большим количеством воды.

До класса

Пожалуйста, прочтите следующие разделы Лаборатории безопасности и практики:

Пожалуйста, просмотрите следующие видео в разделе обучающих видео:

Выполните предварительное задание WebAssign.Проверьте свою учетную запись WebAssign на предмет сроков выполнения. Студенты, не заполнившие предварительную лабораторную работу WebAssign, должны принести и сдать предварительную рабочую таблицу.

Лабораторная процедура

Распечатайте лист для этой лабораторной работы. Этот лист понадобится вам для записи ваших данных.

1

В этом эксперименте используются пять разных решений с похожими названиями. Промаркируйте посуду, чтобы ничего не перепутать.Например,

  • Бюретка 50 мл для KI

  • Стакан 100 мл для получения KI

  • Стакан на 50 мл для КИ, распределяемого из бюретки

  • Бюретка 50 мл для (NH 4 ) 2 S 2 O 8

  • Стакан 100 мл для получения (NH 4 ) 2 S 2 O 8

  • Стакан 50 мл для (NH 4 ) 2 S 2 O 8 подается из бюретки

  • 10.Пипетка 00 мл для Na 2 S 2 O 3

  • градуированный цилиндр для KCl

  • градуированный цилиндр для (NH 4 ) 2 SO 4

  • Стакан на 100 мл для проведения реакции.

Хотя вы используете бюретки и пипетки для измерения объемов, вы будете распределять жидкости по химическим стаканам и выливать их из стаканов по мере проведения реакций.При этих переводах произойдет некоторая потеря жидкости. Следовательно, нет необходимости снимать показания бюретки на 0,01 мл, как при титровании. Считайте с точностью до 0,1 мл (небольшая градация).

2

Следующая процедура применяется для при каждом прогоне . Убедитесь, что реакционный стакан ополаскивают и сушат перед каждым запуском.

  • а

    С помощью бюретки KI отмерьте необходимое количество 0,200 M KI в стакан с этикеткой.

  • б

    Используйте бюретку (NH 4 ) 2 S 2 O 8 для измерения необходимого количества 0.100 M (NH 4 ) 2 S 2 O 8 в маркированный стакан.

  • с

    С помощью пипетки отмерьте 10,00 мл Na 2 S 2 O 3 в реакционный стакан. Добавьте 3-4 капли раствора крахмала.

  • д

    Используйте мерный цилиндр для добавления раствора KCl или (NH 4 ) 2 SO 4 в реакционный стакан, если это требуется для цикла.Эти растворы добавляются для поддержания постоянной концентрации ионов во всех циклах.

  • e

    Добавьте стержень магнитной мешалки в реакционный стакан и перемешайте содержимое реакционного стакана.

  • f

    Этот шаг нужно тщательно согласовывать. Пока содержимое реакционного стакана перемешивается, добавьте растворы KI и (NH 4 ) 2 S 2 O 8 одновременно в реакционный стакан.Это начальное время для реакции.

  • г

    Наблюдайте за реакцией и обратите внимание на время появления сине-черного цвета комплекса крахмал-йод. Запишите прошедшее время в таблице данных A.

Таблица A: Определение закона ставки:

2 I + S 2 O 8 2- → I 2 + 2SO 4 2-

Вопрос 1: Каковы начальные концентрации йодида, персульфата и тиосульфата в первом прогоне? Примите во внимание разбавление и покажите свою работу. Вопрос 2: Что такое Δ [S 2 O 3 2- ] во время изменения цвета в первом прогоне?

Вопрос 3: Какова скорость реакции при первом запуске? Показать свою работу.

3

Запишите значения этих вычислений в Таблицу данных B. Повторите вычисления для других четырех прогонов.

Таблица B: Расчеты для определения тарифного закона

Вопрос 4: Проверьте данные в таблице данных B.Каков порядок реакции по иодид-ионам? Объясните, как вы пришли к своему ответу.

Вопрос 5: Проверьте данные в таблице данных B. Каков порядок реакции относительно ионов персульфата? Объясните, как вы пришли к своему ответу.

Вопрос 6: Напишите закон скорости этой реакции, указав правильные показатели.

Вопрос 7: Рассчитайте константу скорости для первого прогона.Включите единицы. Покажите свою работу и запишите результат в Таблицу данных B.

4

Рассчитайте константы скорости для других четырех прогонов и запишите константы скорости в Таблицу данных B.

5

Когда вы закончите, промойте всю стеклянную посуду водой, высушите ее и верните в то место, где вы ее нашли.

6

Перед тем как уйти, внесите свои результаты в лабораторное задание. Если все результаты считаются правильными, выйдите из системы.Если не все результаты верны, попробуйте найти ошибку или проконсультируйтесь с инструктором лаборатории. Когда все результаты верны, запишите их и выйдите из WebAssign. Лабораторное задание должно быть выполнено к концу лабораторного периода. Если требуется дополнительное время, проконсультируйтесь с инструктором вашей лаборатории.

Авторские права © 2010-2013 Advanced Instructional Systems, Inc. и Государственный университет Северной Каролины | Кредиты

факторов, влияющих на скорость реакции.

Брайан Стрэнд, Средняя школа Эден-Прери, Иден-Прери, Миннесота.

Профиль автора

Сводка

Это задание представляет собой лабораторию на основе запросов, в которой студенты исследуют и обнаруживают, как площадь поверхности, концентрация и температура влияют на скорость химической реакции. Студентам будет предложено найти 3 фактора, которые изменяют скорость химической реакции с участием соляной кислоты и щелочной кислоты. Скорость реакции будет измеряться временем, за которое двуокись углерода, образовавшаяся в результате упомянутой химической реакции, превратит раствор бромтимолового синего в желтый.Учащиеся получат базовое время реакции, добавив заданное количество сельтерской кислоты в заданное количество 2M соляной кислоты комнатной температуры. Затем им нужно исследовать, чтобы найти 3 разных способа изменить скорость реакции (увеличить или уменьшить скорость реакции). Это задание также дает студентам возможность попрактиковаться в хорошем экспериментальном дизайне.

Целей обучения

Цели обучения:
1. Это задание предназначено для учащихся, чтобы узнать, как температура, площадь поверхности и концентрация реагентов влияют на скорость химической реакции.
2. Это задание предназначено для студентов, чтобы они могли разработать хорошие экспериментальные проверки гипотез.
3. Это задание предназначено для студентов, чтобы синтезировать идеи и разрабатывать гипотезы, а также создавать тесты для поиска решений.

Ключевые концепции, которые предстоит открыть:
1. Увеличение концентрации реагента в химической реакции увеличивает количество частиц реагента в заданном объеме, что увеличивает частоту успешных столкновений между частицами реагента, тем самым увеличивая скорость химической реакции. .
2. Повышение температуры реагента в химической реакции увеличивает среднюю скорость частиц реагента, а также среднюю энергию столкновений между частицами реагента, что увеличивает частоту успешных столкновений между частицами реагента, тем самым увеличивая скорость химической реакции.
3. Увеличение площади поверхности реагента в химической реакции увеличивает контакт между частицами реагента, тем самым увеличивая скорость химической реакции.

Ключевые концепции, подлежащие рассмотрению:
1. При планировании простого эксперимента для проверки гипотезы должна присутствовать только одна независимая переменная, а все остальные переменные должны оставаться постоянными.

Словарь терминов для проверки:
1. Химическая реакция
2. Теория столкновений
3. Реагент
4. Продукт

Контекст использования

Это задание представляет собой лабораторную работу, цель которой — познакомить студентов с факторами, влияющими на скорость химической реакции. Он предназначен для использования в классе физики 9-го класса, в котором обучаются примерно 28 учеников.На выполнение лабораторной работы учащимся, работающим в парах, требуется примерно 90 минут учебного времени. Для завершения лаборатории необходим доступ к соляной кислоте, бромтимоловому синему, ступке и пестикам, а также классный набор пробок на одно отверстие, снабженный стеклянным коленом, прикрепленным к небольшой длине трубки в отверстии. Все остальные материалы должны быть стандартными материалами для урока химии или их можно легко купить в продуктовом магазине. Это задание — одно из последних, которое будет выполнено в блоке по химическим реакциям.Студенты будут изучать, что такое химическая реакция, теорию столкновений химических реакций, возможные наблюдения, которые заставляют думать, что химическая реакция произошла, типы химических реакций, баланс химических уравнений, чтобы показать сохранение массы, и определение продуктов химическая реакция с учетом реагентов.

Предмет : Химия: Общая химия: Химические реакции
Тип ресурса : Деятельность: Лабораторная деятельность
Уровень класса : Средняя школа (9-12)

Описание и учебные материалы

Для проведения данной деятельности потребуются следующие материалы:
-2M соляная кислота (HCl) -алка сельтерская -бромтимоловый синий
-пробирка-пробка на одно отверстие размером с пробирку
-держатель пробирки-секундомер -водяной
-стекло-колено с трубкой-защитные очки -кубка
— ступка и пестик — горячая пластина — лед — гликоподиевый порошок
-Источник пламени

Для ознакомления с лабораторией класс сначала рассмотрит теорию столкновений химических реакций.Отсюда студенты будут наблюдать за демонстрацией порошка ликоподия, чтобы проиллюстрировать, что скорость химической реакции может варьироваться. При контакте источника пламени с кучей порошка ликоподия не наблюдается заметного эффекта. Затем порошку ликоподиума позволят упасть в виде пыли на пламя, и будет образован шар пламени. Студентам скажут, что никаких новых реагентов не вводили … так почему разница в наблюдениях? Студенты исследуют это в исследовательской лаборатории.

Будет распространен раздаточный материал с описанием лаборатории. Студентам будет продемонстрирована химическая реакция с участием 2M соляной кислоты (HCl) и таблеток щелочной кислоты. Для начала в химический стакан наливают 100 мл воды и 10 капель бромтимолового синего и перемешивают. 5 мл 2M HCl помещают в пробирку. Затем в пробирку помещают таблетку зельтера. На пробирку немедленно насаживают пробку с одним отверстием, из которой выходит стеклянный изгиб и трубка.Другой конец трубки будет в стакане с водой и бромтимоловым синим. Учащиеся заметят, что через некоторое время стакан с водой и бромтимоловым синим меняет цвет на желтый, когда через него пузырится углекислый газ, образующийся в щелочной воде, и HCl. Будет объяснено, что чем быстрее образуется газообразный диоксид углерода, тем быстрее смесь бромтимолового синего и воды превратится в желтый цвет.

Теперь ученикам будет предложено найти три разные вещи, которые можно было бы сделать, чтобы изменить скорость образования углекислого газа в химической реакции между HCl и щелочной кислотой.Различные материалы, в том числе перечисленные в разделе материалов, будут предоставлены студентам или будут под рукой, если студенты попросят об этом. Перед тем, как войти в лабораторию, студенты должны сначала записать несколько гипотез относительно того, что, по их мнению, может повлиять на скорость реакции, в своих лабораторных журналах. Студентам напомнят, что они должны использовать звуковой дизайн в своих экспериментах. Их попросят записать, что они будут считать постоянным для каждой проверяемой гипотезы, а также что они будут изменять и что будут измерять.Затем они построят таблицу данных для сбора данных для своих гипотез.

После того, как студенты подготовят все вышеизложенное в своем лабораторном журнале, они войдут в лабораторию, чтобы проверить свои гипотезы. Им следует собирать данные, чтобы показать, верны их гипотезы или нет. При необходимости учащиеся должны выдвинуть дополнительные гипотезы для проверки по мере необходимости. Я буду следить за их успеваемостью, смотреть, какие выводы сделают студенты. Студентам нужно будет записать свои выводы в лабораторных журналах.Наконец, учащимся нужно будет ответить на некоторые дополнительные вопросы, связанные с этими тремя факторами, влияющими на скорость химической реакции. Раздаточный материал для заданий (Microsoft Word, 30 КБ, 27 мая)

Учебные заметки и советы

При демонстрации ликоподиума убедитесь, что приняты надлежащие меры безопасности. Необходимо надевать защитные очки. Если демонстрация проводится в небольшом помещении, обязательно используйте защитный экран между классом и демонстрационной зоной. Перед использованием соляной кислоты и бромтимолового синего убедитесь, что в паспортах безопасности есть ссылки.

На самом деле я никогда не выполнял эту деятельность, используя этот метод, основанный на запросах. Я предполагаю, что студентам будет сложно определить некоторые возможные факторы, влияющие на скорость реакции. Возможно, сначала потребуется показать оборудование, доступное для их использования, и, исходя из этого, я подозреваю, что они смогут выдвинуть некоторые гипотезы.

Это задание отличается от того, как скорость химических реакций ранее описывалась в нашей учебной программе. Раньше студентам говорили, что именно они должны использовать в качестве независимой переменной в реакции.Например, в одной части им было сказано использовать алка-зельтер целиком, а затем измельченный алка-зельтер, из которого они должны были увидеть, что тот, у которого большая площадь поверхности, вызывает более быстрое развитие реакции. Теперь учащимся необходимо выяснить, что площадь поверхности является фактором, влияющим на скорость реакции.

Оценка

Чтобы определить, достигают ли учащиеся целей обучения для данного задания:
1. Я буду следить за прогрессом в лаборатории, чтобы увидеть, какие результаты получают учащиеся.
2. Студенты представят собранные данные в лабораторной работе, где они обобщат свои выводы.

Стандарты

Миннесотские академические научные стандарты по химии в средней школе:
9-12.II.B.2 — факторы скорости реакции
Учащийся объяснит влияние температуры, площади поверхности, перемешивания и катализаторов на скорость реакции.

Ссылки и ресурсы

.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.