Дослід 5. Вплив каталізатора на швидкість реакції.

а) В ступці змішайте декілька кристалів плюмбум (ІІ) нітрату з кристалами калій іодіду, не розтираючи їх. Чи проходить реакція? Розітріть суміш пестиком. Зміна кольору говорить про початок реакції. Додайте краплину води. Як пояснити дію води на швидкість реакції?

б) До 3 мл розчину ферум (ІІІ) роданіду долийте 3 мл 1н розчину натрій тіосульфату і запишіть час, за який зникне колір в результаті реакції:

2Fe(SCN)₃ + 2Na₂S₂O₃ = 2Fe(SCN)₂ + 2NaSCN + Na₂S₄O₆

Проведіть таку ж реакцію в присутності п`яти, а потім 10 крапель розчину CuSO₄. Як впливає кількість каталізатора на швидкість реакції?

в) В пробірку внесіть 10 – 15 крапель 5%-ного розчину пероксиду водню. Слід відзначити, що у звичайних умовах помітного розкладу його не спостерігається.

До розчину пероксиду водню додайте декілька кристаликів MnO₂. Що спостерігається? Піднесіть до отвору пробірки жевріючу скалку. Що спостерігається при цьому? Який газ виділяється?

Напишіть реакцію розкладу пероксиду водню і свої спостереження.

Контрольні питання і задачі

1. Вкажіть фактори, які впливають на швидкість хімічних реакцій.

2. Дайте формулювання закону діючих мас.

3. Що показує температурний коефіцієнт реакції?

4. Чому дорівнює швидкість реакції А + В = АВ, якщо концентрація речовин А і В дорівнює 2 моль/л, а k = 1,5 л/(моль · с) ?

Відповідь: 6 моль/л · с

5. Як зміниться швидкість реакції

2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(г)

Якщо: а) збільшити тиск у системі в 3 рази;

б) зменшити об`єм системи в 3 рази;

в) збільшити концентрацію NO в 3 рази?

Відповідь: а) зросте у 27 разів

б) зросте у 27 разів

в) зросте у 9 разів.

6. На скільки градусів треба підвищити температуру реакційного середовища, щоб швидкість реакції, що в ній перебігає, зросла у 125 разів. Температурний коефіцієнт реакції γ = 3.

Робота 8 Хімічна рівновага.

Мета роботи – ознайомлення студентів з основними поняттями і теоретичними положеннями хімічної рівноваги. Вивчення впливу різних факторів на хімічну рівновагу.

Теоретична частина.

Реакції бувають необоротні і оборотні. Необоротні реакції відбуваються до повного використання хоча б одного з реагентів. Оборотні реакції протікають одночасно в протилежних напрямках.

Якщо протікає оборотна хімічна реакція

mA + nB  dD + еE (7)

то згідно закону діючих мас швидкості прямої і зворотної реакції можна записати рівняннями:

(8)

(9)

З часом швидкість прямої реакції зменшується, а зворотної – збільшується від нуля до певної величини до того моменту, коли значення цих двох швидкостей зрівняються. Починаючи з цього моменту, пряма та зворотна реакції йдуть з однаковою швидкістю, і наступає хімічна рівновага. При цьому

(10)

Звідси:

(11)

де К – константа рівноваги;

C_D, C_E, C_A, C_B – концентрація речовин в стані рівноваги, моль/л.

Константа рівноваги залежить лише від природи реагентів і температури. Наприклад:

а) для гомогенної реакції:

2NO_(г) + O_2(г)  2NO_2(г)

Вираз для константи рівноваги має вигляд:

б) для гетерогенної реакції:

CaCO_3(k)  CaO_(k) + CO_2(k)

Вираз для константи рівноваги має вигляд:

K = C_CO2

В стані рівноваги концентрації кожної речовини не змінюються в часі; такий стан динамічної рівноваги може зберігатися доти, доки лишаються незмінними умови існування системи.

Константа рівноваги пов’язана зі стандартною енергією Гіббса (для реакцій, які протікають при постійній температурі і незмінному тиску) наступним відношенням:

G = - RT ln K, (12)

де R – універсальна газова стала 8,31 Дж/(моль·К);

Т – абсолютна температура, К;

К – константа рівноваги.

Із виразу (12) випливає, що при великому негативному значенні енергії Гіббса (G<<0) k>>1, тобто можливе самодовільне здійснення хімічного процесу. Стан рівноваги характеризує ту межу, до якої в даних умовах реакція відбувається самодовільно, тобто без витрати роботи із зовні G < 0. Коли в системі наступив стан рівноваги, подальшої зміни енергії Гіббса відбуватися вже не буде: G = 0.

Стан рівноваги залежить від умов існування системи. При зміні останніх (концентрацій, температури, тиску та ін.) швидкості прямої та зворотної реакції змінюються різною мірою, і стан хімічної рівноваги порушується. Проте через деякий час система переходить у новий стан рівноваги, у якому концентрації усіх речовин будуть відрізнятися від попередніх рівноважних, але співвідношення між ними буде відповідати рівнянню (11). Таке явище називається зміщенням стану рівноваги і визначається принципом Ле Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, вплинути шляхом зміни умов, які визначають стан рівноваги, то рівновага зміщується в тому напрямку, в якому цей вплив зменшиться.