Практична робота №3 Розв’язування задач на хімічну кінетику і рівновагу хімічних процесів

Мета: розширення, поглиблення й деталізація наукових знань з хімічної кінетики шляхом розв’язування типових задач та виконання вправ; продовжити розвиток системності мислення та формування основ матеріалістичного світогляду; досягти усвідомлення важливості знання основних положень і законів хімічної кінетики.

Прилади та матеріали: калькулятор.

Вимоги щодо виконання практичної роботи

Ознайомитись з теоретичним матеріалом теми за рекомендованою літературою і даною інструкцією. Розв’язати задачі із завдання, що вказані викладачем та оформити звіт.

ТЕОРЕТИЧНІ ОСНОВИ

Учення про швидкість і механізми хімічних реакцій називається хімічною кінетикою.

Під швидкістю хімічної кінетики розуміють зміну концентрації однієї з реагуючих речовин за одиницю часу при незмінному об'ємі системи.

Розглянемо в загальному вигляді швидкість реакції, що відбувається за рівнянням

А + В = С + D.

В міру витрачання речовини А швидкість реакції зменшується. Звідси випливає, що швидкість реакції можна визначити лише для деякого проміжку часу. Оскільки концентрація речовини А в момент часу t₁ вимірюється величиною С₁, а в момент t₂ – величиною С₂, то за проміжок часу ∆t = t₂ – t₁ зміна концентрації речовин становитиме ∆С = С₂ – С₁ звідки можна визначити середню швидкість реакції (v):

v¯ = – = .

Закон дії мас: швидкість хімічної реакції за сталої температури прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у степенях, що дорівнюють їхнім стехіометричним коефіцієнтам.

У загальному вигляді для реакції аА + bВ + сС + … = …

закон дії мас можна записати так: v = К [А]^а [В]^b [С]^с …

Залежність швидкості реакції від температури визначається правилом Вант-Гоффа: при підвищенні температури на кожні 10° С швидкість більшості реакцій зростає в 2 – 4 рази.

Математично ця залежність виражається співвідношенням

де , , – швидкості реакції відповідно при початковій (t₁) і кінцевій (t₂) температурах; γ – температурний коефіцієнт швидкості реакції, який показує, у скільки разів

збільшується швидкість реакції з підвищенням температури реагуючих речовин на 10° С.

Хімічну рівновагу можна визначити як такий стан системи реагуючих речовин, при якому швидкості прямої і зворотної реакцій дорівнюють одна одній.

Кількісною характеристикою хімічної рівноваги є її константа. Розглянемо це на прикладі взаємодії оксиду сульфуру(ІV) з киснем:

2SО₂ + О₂ ↔ 2SО₃.

К = .

Ця величина називається константою хімічної рівноваги.

Вплив зміни зовнішніх умов на стан хімічної рівноваги визначається за правилом, яке дістало назву принципу Ле Шательє (1884 р.), або принципу рухомої (динамічної) рівноваги: якщо на систему, що перебуває у стані рівноваги, подіяти ззовні, то в системі відбуватимуться зміни, що послаблюють або знищують цю дію.

У разі збільшення концентрації однієї з реагуючих речовин у системі, що перебувала в стані рівноваги, рівновага зміщується в бік витрати цієї речовини, а в разі зменшення її концентрації – в бік утворення цієї речовини.

Для газів, у разі підвищення тиску рівновага зміщується в бік зменшення числа молекул газів, тобто в бік зниження тиску, а в разі зниження тиску – в бік збільшення числа молекул газів, тобто в бік підвищення тиску.

Якщо реакція екзотермічна, то підвищення температури змістить рівновагу в бік вихідних речовин, а зниження навпаки. Якщо реакція ендотермічна, то підвищення температури змістить рівновагу в бік продуктів реакції, а зниження – в бік вихідних речовин.