8.2. Порядок виконання роботи
При кімнатній температурі в одну пробірку влийте з бюретки 5 мл розчину тіосульфату натрію (с(Na2S2O3) = 0,1 моль/л), в іншу – 5 мл розчину сульфатної кислоти (с(H2SO4) = 1 моль/л). Прилийте розчин сульфатної кислоти до розчину тіосульфату натрію, визначте час, який пройшов з моменту зливання розчинів до моменту помутніння. Результати експерименту запишіть у таблицю 8.1.
Щоб провести аналогічний дослід при 40 С, пробірки з 5 мл розчину тіосульфату натрію та 5 мл розчину сульфатної кислоти вміщують у водяну баню з температурою 40 С. Протягом 5 хвилин обидві пробірки термостатують, а потім до розчину солі доливають розчин сульфатної кислоти (причому, пробірку з тіосульфатом натрію не виймають з бані).
Визначте час, який пройшов з моменту зливання розчинів до моменту помутніння. Результати експерименту запишіть у таблицю.
Аналогічно проведіть експеримент при 60 С. Результати запишіть у таблицю.
Таблиця 8.1
Температура |
Час до початку помутніння, τ, c |
Величина 100 , c1 τ пропорційна швидкості |
Температурний коефіцієнт, |
Енергія активації ЕА, кДж/моль |
|
t ,C |
T, К |
||||
8.3. Обробка результатів
Обчисліть відносну швидкість реакції при кожній з температур:
100
vt = , c-1.
τ
Побудуйте графік залежності швидкості реакції від температури vt(t), відкладаючи на осі абсцис температуру, а на осі ординат – відносну швидкість.
Розрахуйте температурний коефіцієнт швидкості реакції для кожного інтервалу температур (γі) та середнє його значення (γсер):
∆
T/10
γ1 = √ vT2/vT1 ∆T1 = T2 – T1, К;
∆T/10
γ 2 = √ vT3/vT2 ∆T2 = T3 – T2, К;
∆ T/10
γ3 = √ vT3/vT1 ∆T3 = T3 – T1, К;
γ1 + γ2 + γ3
γсер = .
3
За рівнянням Арреніуса визначте енергію активації реакції:
Тх Т1 R Тх Т1 lnγсер
EA = Rlnγсер∆T/10 = , кДж/моль.
Тх Т1 10
R – універсальна газова стала (8,3110-3 кДж/(мольК), де Тх дорівнює Т2 або Т3.
Результати обчислень занесіть до таблиці та поясніть причину збільшення швидкості хімічної реакції при збільшенні температури. Проаналізуйте характер залежності, що спостерігається, та зробіть висновок, чи змінюється значення ЕА при зміні Т.
Лабораторна робота 9 Хімічна рівновага. Визначення впливу концентрації реагуючих речовин і продуктів реакцій на стан хімічної рівноваги.
Мета роботи: дослідити вплив концентрації реагуючих речовин та продуктів реакції, температури, введення каталізаторів на зміщення стану хімічної рівноваги.
9.1. Короткі теоретичні відомості
Більшість хімічних реакцій проходить не до повного перетворення вихідних речовин, а до стану хімічної рівноваги, при якому в реакційній суміші присутні і продукти реакції, і вихідні речовини. Такі реакції називаються оборотними. У загальному вигляді рівняння оборотної реакції можна записати так:
aA + bB dD + eE.
Якщо вихідними були компоненти A та B, то по мірі їх витрачання та утворення продуктів D та E швидкість прямої реакції зменшується, швидкість зворотної збільшується. Коли швидкості прямої та зворотної реакцій стають рівними, встановлюється динамічна рівновага і концентрації всіх учасників реакції перестають змінюватись. Склад рівноважної системи характеризує константа рівноваги Kpівн, а її значення знаходять, застосовуючи рівноважні концентрації учасників рівноваги:
[D]d [E]e
Kpівн = ,
[A]a [B]b
де [A], [B], [D] та [E] – рівноважні молярні концентрації учасників рівноваги, моль/л.
Константа рівноваги показує, у скільки разів константа швидкості прямої реакції відрізняється від константи швидкості зворотної реакції:
k
Kр = .
k
Константа рівноваги залежить тільки від природи учасників оборотної реакції, температури, але не залежить від початкових концентрацій учасників реакції та наявності каталізатора.
Зміна будь-яких параметрів рівноважної системи, наприклад, концентрації, температури або тиску, призводить до зміщення рівноваги у системі. Визначити напрямок зміщення рівноваги можна за допомогою принципу Ле Шательє: якщо для системи, що перебуває у стані рівноваги, змінити будь-який зовнішній фактор, рівновага у системі зміститься у напрямку того процесу, який протидіє зміні цього фактора.
Наприклад, збільшення концентрації вихідних речовин змістить рівновагу в напрямку утворення продуктів реакції.
Збільшення концентрації продуктів реакції змістить рівновагу у напрямку зворотної реакції.
Підвищення тиску зміщує рівновагу у напрямку тієї реакції, яка перебігає зі зменшенням тиску, тобто супроводжується зменшенням числа моль газів.
Підвищення температури зміщує рівновагу у напрямку ендотермічної реакції, тобто у напрямку того процесу, в результаті якого теплота поглинається.
Введення каталізатора сприяє прискоренню і прямої, і зворотної реакцій в однаковій мірі, тобто каталізатор не впливає на зміщення стану рівноваги, а тільки прискорює момент його досягнення.