6.2.Приклади розвязування типових задач

Задача 1.Як зміниться швидкість прямої реакції 2NO+Br₂2NOBr, якщо тиск у системі збільшити в 3 рази?

Розв’язок.Позначимо вихідні тискиNOчерез Р₁, аBr₂через Р₂, тодішвидкість реакції дорівнює: ₁=k_pP²₁P₂. При збільшенні загального тиску в три рази парціальні тиски теж збільшаться в три разиNO= 3P₁,Br₂= 3P₂, а швидкість реакції ₂=k_p(3P₁)²(3P₂). = 27. Таким чином, швидкість зростає в 27 разів.

Задача 2. Як зросте швидкість реакції при підвищенні температури з 10 до 100⁰С, якщо температурний коефіцієнт швидкості дорівнює 2?

Розв’язок.Використовуємо правило Вант-Гоффа

;= 2⁹= 512.

Швидкість зросте в 512 разів.

Задача 3.Для рівноважної системи СО + Н₂О ↔СО₂+ Н₂; К = 1. Визначитиконцентрації всіх речовин у стані рівноваги, якщо початкові концентрації [CO] = 2 і [ H₂O] = 3 моль/л.

Розв’язок.Для даної рівноважної системи вираження константи рівноваги має вид:

К=. Позначимо [СО₂]_р= [Н₂]_р= [СО]_витр.= [Н₂О]_витр.=х, де [СО₂]_р, [Н₂]_р– відповідні рівноважні концентрації, а [СО]_витр., [Н₂О]_витр.- витрачені концентрації.

Оскільки СО_р=СО_поч.– СО_витр., то [СО]_р= (2-х), [Н₂О]_р= (3-х).

Тобто, , звідки х= 1,2 моль/л.

Отже, [СО]_р= 2 - 1,2=0,8(моль/л); [Н₂О]_р= 3 - 1,2=1,8 (моль/л), [СО₂]_р= [Н₂]_р= 1,2 (моль/л).

6.3. Задачі для самостійного рішення: 330, 332, 334, 352

6.4. Лабораторна робота

Необхідні прилади, посуд і реактиви:секундомір, термостат, термометр, штативи з пробірками, скляні палички, розчини тіосульфату натрію, сірчаної кислоти, роданіду калію, хлориду заліза (3+), сульфату міді.

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

Загальні вказівки

Цю залежність можна виявити на прикладі реакції взаємодії водного розчину тіосульфату натрію з сірчаною кислотою, що протікає за рівнянням:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄  Na₂SO₄ + Н₂О + SO₂ + S.

Досліджувана реакція протікає в кілька стадій:

1. Na₂S₂O₃ + H₂SO₄  Na₂SO₄ + H₂S₂O₃;

2. H₂S₂O₃  H₂SO₃ + S; 3) H₂SO₃  Н₂О + SO₂.

Реакції 1,3 протікають миттєво. Найбільш повільною є реакція 2, що і визначає загальну швидкість реакції. Ця реакція є реакцією першого порядку. Нерозчинна сірка виділяється у виді блакитнувато-білої опалесценції (каламуть). Час від початку реакції до появи перших слідів каламуті залежить від концентрації реагуючих речовин і температури. Для реакції першого порядку швидкість хімічних реакцій можна знайти по формулі:V= , де- час протікання реакції.

Хід роботи:

Проводять контрольний дослід: наливають у пробірку 1 мл розчинуH₂SO₄, в іншу пробірку – 5 мл розчинуNa₂S₂O₃. Доливають у пробірку з кислотою розчин тіосульфату натрію і добре струшують. Спостерігають початок реакції по появі блакитнувато-білої опалесценції.

Проводять ще п'ять аналогічних дослідів, змінюючи концентрацію розчинуNa₂S₂O₃ шляхом розведення його водою відповідно до даних таблиці 3. Зливають попарно приготовлені розчини (розчин 1 вливають у розчин 2) і відраховують час по секундоміру з моменту зливання розчинів до початку появи каламуті. Дані досліду заносять у таблицю 3.

Т а б л и ц я 3

Експериментальні дані залежності υ = f(c)

№п/п	Розчин 1		Розчин 2 VH2SO4 мл	Vзаг	С Na2S2O3 10-2 моль/л	с	= 10-2, c-1
	V Na2S2O3 Мл	V H2O мл
1	1	4	1	6
2	2	3	1	6
3	3	2	1	6
4	4	1	1	6
5	5	-	1	6

Розраховують концентрації С^(Na₂S₂O₃)за формулою:

С^( Na₂S₂O₃) = моль/л, де С⁰(Na₂S₂O₃) = 0,1 моль/л,

С⁰(H₂SO₄) = 0,5 моль/л .

Розраховують – швидкість реакції. Розраховують k – константу швидкості. Будують графік залежності швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин. На осі абсцис відкладають у визначеному масштабі відносні концентрації тіосульфату натрію, на осі ординат – відповідні їм швидкості.

Дослід 2. Вплив температури на швидкість реакції в гомогенній системі

Готують розчини другого досліду відповідно до таблиці 4.

Т а б л и ц я 4

Експериментальні дані залежності υ = f (t)

№ п/п	Розчин 1		Розчин2 VH2SO4 мл	Vзаг.	t, 0C	с		= 10-2, c-1
	V Na2S2O3 мл	V H2O мл
1	2	3	1	6	20
2	2	3	1	6	30
3	2	3	1	6	40
4	2	3	1	6	50
5	2	3	1	6	60

Готують п'ять пробірок з розчином 1 і п'ять пробірок з розчином 2.

Кожну пару пробірок (розчинів 1 і 2) термостатують у хімічній склянці з водою, температура якої зазначена в таблиці. Воду в хімічній склянці нагрівають на електроплитці (на 2-3 градуса вище температури, зазначеної в таблиці). Температуру контролюють по термометру, зануреному в склянку з водою, що нагрівається. Довівши температуру до необхідного значення, зливають вміст пробірок (розчин 1 доливають до розчину 2) і визначають час до появи каламуті. Дані досліду заносять у таблицю і розраховують – швидкість реакції,k– константу швидкості і температурний коефіцієнтіз формули:;

Будують графік залежності швидкості реакції від температури. На осі абсцис відкладають значення температури, на осі ординат – відповідні їм швидкості.

У висновках укажіть:

- Як змінювалася швидкість реакції зі зміною концентрації тіосульфату натрію?

- Чи залежить константа швидкості від концентрації і температури?

- Як впливає температура на швидкість реакції?

- Яке значення має температурний коефіцієнт однієї і тієї ж реакції?

Дослід 3. Вплив каталізатора на швидкість реакції

У дві пробірки вносять по 1 - 2 мл 0,5 н. розчину калій роданідуKSCNі по 2 - 3 краплі 0,5 н. розчинуферум (3+) хлориду. Що спостерігаєте?

В одну з пробірок додають 2 – 3 краплі 1 н. розчину купрум сульфатуCuSO₄. В обидві пробірки вносять невелику кількість тіосульфату натрію. Спостерігають різну швидкість знебарвлення розчинів, що відбувається унаслідок відновлення ферум (3+) до ферум (2+):

2Fe(SCN)₃ + 2Na₂S₂O₃  Na₂S₄O₆ + 2Fe(SCN)₂ +2NaSCN.

Відзначають усі спостереження і записують рівняння реакцій:

• взаємодії ферум (3+)хлориду з роданідом калію з утвореннямFe(SCN)₂;

• відновлення ферум(3+) уферум(2+)натрій тіосульфатом. Яке забарвлення маєFe(SCN)₂?

У висновку вкажіть: що з'явилося каталізатором у даному досліді?

2. Список рекомендованої літератури

1. Фролов В.В. Химия. – М.: Высш. шк., 1986. – С.114-135.

2. Курс общей химии/Под ред. Коровина А.В. – М.: Высш. шк., 1985. – С.107-144.

3. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1988. – С.162-181.

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985. – С.86-102.

5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высш. шк., 1981.-С. 191 – 224 (2001. – С. 212-226).

6. Слободяник М.С., Улько Н.В., Бойко К.М., Самойленко В.М. Загальна та неорганічна хімія: Практикум . – К.: Либідь, 2004. – 336 с.