Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага.

Мета: встановити залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин, температури, наявності каталізатора та дослідити вплив концентрації речовин на хімічну рівновагу.

Дослід 1. Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість реакції в гомогенній системі.

Швидкість хімічної реакції розглянемо на прикладі взаємодії натрій тіосульфату з сульфатною кислотою. Реакція відбувається згідно з рівнянням:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S↓ + SO₂ + H₂O.

Внаслідок реакції виділяється сірка, що обумовлює помутніння розчину. Термін часу від початку реакції до помітного помутніння (опалесценції) залежить від швидкості реакції.

Приготувати три розчини натрій тіосульфату різної концентрації. Для цього в три сухі пробірки внести: в першу 5 краплин розчину натрій тіосульфату заданої концентрації і 10 крапель води, в другу 10 крапель розчину тіосульфату і 5 крапель води, в третю – тільки 15 крапель розчину натрій тіосульфату. Розчини перемішати струшуванням. Таким чином відносна концентрація Na₂S₂O₃ в першій пробірці буде 1С, у другій 2С, у третій 3С (С – концентрація).

В кожну пробірку додати по одній краплині розчину сульфатної кислоти і записати час в секундах від моменту добавляння кислоти до появи в розчині помітної опалесценції.

Результати досліду занести у таблицю.

Зобразіть графік залежності швидкості реакції від концентрації натрій тіосульфату, відклавши на осі ординат швидкість реакції (ν =1/τ) в умовних одиницях, на осі абсцис – відносну концентрацію. Сформулюйте залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин в умовах досліду.

Дослід 2. Залежність швидкості реакції від температури.

Налити в одну пробірку 5 мл 0, 5 н. розчину Na₂S₂O₃, в другу – 5 мл 0, 5 н. розчину H₂SO₄. Обидві пробірки вмістити у склянку з водою, щоб розчини набули однакової температури (температура води). Через 5-7 хв виміряти температуру води. Злити разом вміст обох пробірок. Точно зазначте час від початку реакції до появи каламуті. У дві інші пробірки налити по 5 мл тих самих розчинів. Вмістити їх на 5-7 хв на водяну баню, в якій температура на 10 ⁰C вища, ніж у попередній пробі.

Злити вміст обох пробірок. Визначте час до появи каламуті Потім повторіть дослід, підвищивши температуру ще на 10 ⁰С. Результати дослідів записати у таблицю.

За добутими даними побудуйте графік залежності швидкості реакції від температури: на осі абсцис відкладіть температуру, на осі ординат – відносну швидкість реакцій. Зробіть висновок про залежність швидкості хімічної реакції від температури.

Дослід 3. Порівняння активності різних каталізаторів.

У чотири пробірки налити по 10 крапель 3 %-го розчину гідроген пероксиду. Добавити на кінчику шпателя: у першу пробірку силіцій(IV) оксид, в другу – ферум(ІІІ) оксид, в третю – манган(IV) оксид, в четверту пробірку – розчин ферум(ІІІ) хлориду. По інтенсивності виділення газу порівняйте швидкості розкладу гідроген пероксиду. Зробити висновок про вплив каталізаторів на швидкість цих реакцій. Яка речовина найкраще каталізує розклад гідроген пероксиду? Зазначити, який каталіз (гомогенний чи гетерогенний) мав місце у кожному випадку.

Дослід 4. Вивчення оборотності хімічної реакції.

До 5 мл розбавленого розчину ферум (ІІІ) хлориду долити 5 мл розбавленого розчину калій тіоціанату (KSCN). Спостерігати появу характерного криваво-червоного забарвлення, обумовленого утворенням Fe(SCN)₃. Написати рівняння реакції в молекулярному та йонному виглядах.

Добутий розчин розлити порівну в чотири пробірки. Першу залишити для порівняння, в другу добавте 2-3 краплі насиченого розчину ферум(ІІІ) хлориду, в третю – 2-3 краплі насиченого розчину калій тіоціанату, в четверту – трохи твердого хлориду калію. Вміст другої і третьої пробірок змішайте, четверту – сильно струсіть.

Що спостерігається у кожній пробірці при введенні однойменних йонів? Поясніть наслідки досліду. Запишіть вираз константи рівноваги.

Завдання та запитання для самопідготовки

1. Дайте визначення швидкості хімічної реакції. Які фактори впливають на швидкість гомогенної та гетерогенної реакції?

2. Сформулюйте закон діючих мас. Що таке константа швидкості реакції та який її фізичний зміст? Від чого залежить константа швидкості реакції та чи може змінюватись її значення протягом реакції?

3. Чи у всіх випадках можна передбачити характер математичної залежності швидкості реакції від концентрації? Відповідь обґрунтуйте.

4. Як зміниться швидкість реакції 2SO₂ + O₂ = 2SO₃, якщо об’єм системи: а) зменшити вдвічі; б) збільшити втричі.

5. У певний момент перебігу реакції А₂ + 3В₂ = 2АВ₃ у замкненому об’ємі концентрації А₂, В₂ та АВ₃ відповідно становили 2, 0, 5 та 4 моль/л. Визначте вихідні концентрації реагентів.

6. У скільки разів підвищиться швидкість деякої реакції, якщо температуру збільшити з 20 до 120 ⁰С? Температурний коефіцієнт реакції дорівнює двом.

7. На скільки градусів треба підвищити температуру, щоб швидкість реакції збільшилась у 81 раз, якщо температурний коефіцієнт дорівнює 3?

8. Вихідні концентрації NO та Cl₂ відповідно дорівнюють 0, 8 та 0, 4 моль/л. Обчисліть константу рівноваги реакції 2NO_(г) + С1_2(г) «2NOCl_(г), якщо на момент встановлення рівноваги прореагувало 40% NO.

9. Під час нагрівання NO₂ у закритій системі до певної температури рівновага реакції 2NO₂ «2NO + O₂ встановлюється за таких концентрацій, моль/л: [NO₂] = 0, 06; [NO] = 0, 24; [O₂] = 0, 12. Знайдіть константу рівноваги для цієї температури і вихідну концентрацію NO₂.

10. У чому суть принципу Ле-Шательє? Як залежить хімічна рівновага від тиску, температури і концентрації реагуючих речовин? Визначте, в якому напрямку зміститься рівновага таких реакцій:

СО + Н₂О «СО₂ + Н₂, ∆ _rH⁰ = -41, 82 кДж

N₂O₄ «2NO₂, ∆ _rH⁰ = +56, 88 кДж

2H₂ + O₂ «2H₂O, ∆ _rH⁰ = -490, 95 кДж

C + H₂O «CO + H₂ , ∆ _rH⁰ = +117, 10 кДж

а) при підвищенні температури; б) при підвищенні тиску.