Лабораторне заняття

Тема: ШВИДКІСТЬ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ. ХІМІЧНА РІВНОВАГА

Мета заняття: вивчити залежність швидкості хімічних реакцій від концентрації та температури, побудувати графіки залежності швидкості реакції від цих факторів. Вивчити особливості оборотних хімічних реакцій. Розглянути суть константи хімічної рівноваги та фактори, які впливають на зміщення хімічної рівноваги.

ПИТАННЯ ДЛЯ ПІДГОТОВКИ

1. Фактори, які впливають на швидкість хімічних реакцій.

2. Закон діючих мас.

3. Константа швидкості хімічних реакцій. Від яких факторів вона залежить?

4. Залежність швидкості хімічних реакцій від температури.

5. Енергія активації. Рівняння Арреніуса.

6. Поняття про каталізатори. Гомогенний та гетерогенний каталіз.

7. Які реакції називаються оборотними?

8. Хімічна рівновага та умови її встановлення.

9. Константа хімічної рівноваги.

10. Зміщення хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє.

ТЕОРЕТИЧНІ ВІДОМОСТІ

Хімічна кінетика – це область хімії, що вивчає швидкість і механізм протікання реакцій.

Гомогенними називаються реакції, що протікають у однорідному середовищі (газ чи розчин).

Гетерогенними називаються реакції, що протікають у неоднорідному середовищі між речовинами, що перебувають у різних агрегатних станах (газ і рідина; тверда речовина і рідина).

Гомогенні реакції відбуваються у всьому об’ємі системи, гетерогенні – лише на поверхні поділу фаз. Для гомогенних процесів, що відбуваються без зміни об’єма, швидкість хімічної реакції визначають як зміну концентрацій реагуючих речовин або продуктів реакції за одиницю часу. Швидкістю гетерогенної реакції називають кількість речовини, що вступає в реакцію або утворюється під час реакції за одиницю часу на одиниці поверхні фаз.

Швидкість хімічних реакцій залежить від природи реагуючих речовин, їх концентрацій, температури, наявності каталізатора і деяких інших зовнішніх факторів.

1. Залежність швидкості реакції від концентрації

Закон діючих мас (норвезькі вчені Гульдберг і Вааге): при сталій температурі швидкість хімічних реакцій пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин в степенях, що є їх коефіцієнтами в рівнянні хімічної реакції.

Для гомогенної реакції: швидкість реакції:

де С_A і С_B – концентрації речовин А і В в моль/л;

– константа швидкості хімічної реакції, залежить від температури, природи реагуючих речовин і від наявності каталізатора, але не залежить від концентрації. Константа швидкості кількісно рівна швидкості реакції, коли .

Наприклад, для реакції у газовій фазі:

;

Швидкість гетерогенних хімічних реакцій залежить лише від концентрації речовин у рідкій чи газоподібній фазі.

Наприклад:

;

2. Залежність швидкості хімічної реакції від температури

Вплив температури на підвищення швидкості хімічної реакції пояснює теорія активації.

Надлишкова енергія, яку повинні мати молекули, щоб їх зіткнення могло призвести до утворення нової речовини, називається енергією активації (Е_a, кДж/моль). Молекули, енергія яких досягає енергії активації, називаються активними.

Підвищення температури збільшує кінетичну енергію і кількість активних молекул, а це призводить до зростання швидкості хімічної реакції.

Взаємозвязок між температурою, енергією активації та швидкістю хімічної реакції визначається рівнянням Арреніуса:

де – константа швидкості;

–множник Арреніуса, який оцінює кількість ефективних зіткнень;

– основа натурального логарифма;

– енергія активації;

– температура.

Наближено залежність швидкості реакції від температури визначають за правилом Вант-Гоффа: при підвищенні температурі на кожні 10 градусів швидкість більшості гомогенних реакцій збільшується в 2-4 рази.

де - швидкості реакції при температурах і ;

і - кінцева і початкова температури;

- температурний коефіцієнт швидкості: показує, у скільки саме разів змінюється швидкість даної реакції при зміні температури на кожні 10 градусів. Для більшості хімічних реакцій .

3. Каталіз та каталізатори

Каталізатори – це речовини, що збільшують швидкість реакції, кількісно і якісно при цьому не змінюючись.

Реакції, що відбуваються під дією каталізаторів, називаються каталітичними.

При гомогенному каталізі всі реагуючі речовини і каталізатор утворюють одну фазу (газоподібну або рідку).

При гетерогенному каталізі каталізатор перебуває в іншому агрегатному стані, ніж реагуючі речовини. Це, як правило, тверда речовина, на поверхні якої відбуваються каталітичні процеси.

4. Хімічна рівновага

Всі хімічні реакції можна поділити на оборотні і необоротні.

Реакції, що відбуваються в одному напрямку до повної витрати однієї з реагуючих речовин називаються необоротними.

Оборотними називаються реакції, які можуть відбуватися і в прямому, і в зворотному напрямках.

Більшість хімічних реакцій є оборотними.

Хімічною рівновагою називається стан оборотної реакції, при якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної (). Концентрації компонентів реакції у стані рівноваги називаються рівноважними концентраціями і позначаються так . Вони при даній температурі залишаються постійними. З умови рівності швидкостей прямої і зворотної реакції виводиться константа рівноваги:

; ; .

Стан хімічної рівноваги за сталих умов може зберігатись будь-який час. При зміні умов (температури, концентрації, тиску) рівновага порушується.

Принцип Ле Шательє. Якщо на систему, що перебуває у стані рівноваги, подіяти ззовні, змінивши тиск, температуру чи концентрацію, то прискориться та реакція (пряма чи зворотна), що протидіє цій зміні.

Вплив концентрації.

При збільшені концентрації будь-якої з речовин, що належать до рівноважної системи, рівновага зміщується в напрямку витрати цієї речовини. При зменшенні концентрації якої-небудь з речовин рівновага зміщується в сторону утворення цієї речовини.

Вплив температури.

При підвищенні температури рівновага зміщується в сторону ендотермічної реакції, при зниженні – в сторону екзотермічної реакції.

Вплив тиску (при t,V = const).

Зміна тиску зміщує рівновагу системи, якщо хоч одна з реагуючих речовин знаходиться в газовій фазі і коли число моль газоподібних речовин в правій і лівій частині рівняння неоднакове.

Підвищення тиску приводить до зміщення рівноваги в сторону реакції утворення меншого числа моль газоподібних речовин, а зниження тиску зміщує рівновагу в сторону утворення більшого числа моль газоподібних речовин.

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

Дослід І. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин

а) Налити в пробірку розчину натрій тіосульфату і додати такий самий об’єм сульфатної кислоти. Спостерігати помутніння розчину внаслідок виділення вільної сірки, яка утворюється при взаємодії натрій тіосульфату з сульфатною кислотою:

Час, який проходить від початку реакції до явного помутніння розчину, характеризує швидкість реакції.

б) В три титрувальні колби налити розчин () натрій тіосульфату : в першу 5 мл, в другу 10 мл, в третю 15 мл. До вмісту першої колби добавити 10 мл води, до другої – 5 мл. В кожну колбу доливати по 5 мл 2% розчину сульфатної кислоти і визначати час з моменту переливання кислоти до помутніння розчину в колбі.

Результати записати в таблицю, обчисливши швидкість реакції.

*Номер колби*	1	2	3
Об’єм Na₂S₂O, мл	5	10	15
Об’єм H₂O, мл	10	5	–
Об’єм H₂SO₄, мл	5	5	5
Загальний об’єм розчину, мл	20	20	20
Умовна концентрація тіосульфату	1с	2с	3с
Час до появи каламуті t, с
Швидкість реакції, V=1/t

За результатами досліду побудувати графік, відкладаючи на осі абсцис значення умовної концентрації натрій тіосульфату _,а на осі ординат – швидкість реакції .

Зробити висновок про характер залежності швидкості хімічної реакції від концентрації реагуючих речовин. Чи узгоджуються одержані результати з законом діючих мас?

Дослід ІІ. Залежність швидкості реакції від температури

Налити в три пробірки по 5 мл. розчину , в інші три пробірки по 5 мл. розчину . Розділити пробірки на три пари: по 1 пробірці з розчинами і в кожній парі.

Відмітити температуру повітря в лабораторії, злити разом розчини першої пари пробірок і визначити час з моменту зливання до помутніння розчину.

Дві другі пробірки помістити в хімічну склянку з водою і нагріти воду на вище кімнатної температури. Температуру міряти термометром, опущеним в хімічну склянку з водою. Злити вміст пробірок, відмітити час з моменту зливання розчинів до помутніння.

Повторити дослід з останніми двома пробірками, нагрівши їх до температури на вище кімнатної.

Результати досліду занести в таблицю, обчисливши швидкість реакції.

*Номер колби*	1	2	3
Об’єм , мл	5	5	5
Об’єм , мл	5	5	5
Температура, t⁰C
Час до появи каламуті t, с
Швидкість реакції,

Побудувати графік залежності швидкості реакції від температури досліду, відклавши на осі абсцис значення температури експерименту, а на осі ординат – значення швидкості реакції.

Зробити висновок про характер залежності швидкості реакцій від температури, обчисливши температурний коефіцієнт реакції. Чи відповідає знайдена залежність правилу Вант Гоффа?

Дослід ІІІ. Одержання розчину ферум (ІІІ)роданіду

Налити в пробірку близько 1/3 об’єму розведеного розчину ферум (ІІІ) хлориду і долити еквівалентну кількість розведеного розчину калій роданіду. Спостерігати забарвлення розчину у інтенсивно червоний колір, який зумовлюється утворенням ферум (ІІІ)роданіду Fe(SCN)_3.

Записати рівняння реакції в молекулярному вигляді і вираз константи її рівноваги.

Дослід ІV. Вплив концентрації реагуючих речовин на зміщення хімічної рівноваги

Одержаний у досліді ІІІ розчин розлити порівну в чотири пробірки. В першу долити краплями концентрованого розчину калій роданіду, в другу - концентрованого розчину ферум (ІІІ) хлориду, а до третьої додати декілька кристаликів калій хлориду. Четверта пробірка – для порівняння (еталон).

Порівняти інтенсивність забарвлення розчинну у трьох пробірках з інтенсивністю забарвлення еталону. Описати експеримент за такою схемою:

1. Які речовини знаходяться в досліджуваному розчині при рівновазі?

2. Яка речовина надає розчинові червоного забарвлення?

3. Як змінюється інтенсивність забарвлення розчину і в якому напрямі зміщується рівновага даної системи при додаванні:

а) ферум (ІІІ) хлориду;

б) калій роданіду;

в) калій хлориду?

4. Зробити висновок про підтвердження принципу Ле Шательє.

ЗАДАЧІ ТА ВПРАВИ

1. Записати математичний вираз швидкості таких хімічних реакцій:

;

2. Окиснення сірки і її диоксиду протікає за такими рівняннями:

;

Як зміняться швидкості цих реакцій, якщо об’єм кожної із систем зменшити в 4 рази?

3. Реакція проходить за таким рівнянням: . Константа швидкості цієї реакції при деякій температурі рівна . Вихідні концентрації реагуючих речовин: ; . Обчислити початкову швидкість реакції і її швидкість, коли .