Лабораторна робота №3. Хімічна кінетика

Мета роботи – навчитися проводити розрахунки за законом діючих мас, правилом Вант – Гофа, досліджувати вплив різних факторів на швидкість хімічних реакцій.

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

Усі хімічні реакції поділяють на прості та складні. Прості реакції протікають в одну стадію, а складні – у декілька. Щоб молекули прореагували, вони повинні зіткнутися. Зіткнення, при якому молекули реагують, називають елементарним актом реакції.

Кожна хімічна реакція протікає з певною швидкістю. Одні йдуть миттєво. З вибухом, інші йдуть на протязі хвилин, годин, а деякі – роками (руйнування гірських порід, утворення деяких солей).

Швидкість реакції вимірюють зміною концентрації реагуючих речовин в одиницю часу. Концентрацію виражають в моль/л, час – у хвилинах або секундах. Необхідно враховувати, що хімічні реакції можуть бути гомогенні, якщо вони протікають в однорідній системі, і гетерогенні, якщо реагуючи речовини знаходяться у різному агрегатному стані або просто між ними є межа розділу.

У гомогенних системах реакція протікає у всьому об‘ємі і швидкість вимірюється кількістю речовини, що реагує за одиницю часу в одиниці об’єму.

В гетерогенних системах реакція йде на межі розділу фаз і залежить від величини поверхні розділу. Тому швидкість реакції вимірюється кількістю речовини, що реагує за одиницю часу на одиниці поверхні фази.

Для визначення швидкості реакції достатньо знати зміни у часі молярної концентрації тільки однієї речовини, яка бере участь у реакції, так як усі вони зв’язані стехіометричними коефіцієнтами у рівнянні реакції. Середня швидкість υ має вираз у рівнянні:

, (1)

де Δс – зміни молярної концентрації одної з речовин (в моль/м³ або моль/л) за певний час Δt, вимірюється у секундах, хвилинах та часах.

Швидкість реакції прийнято враховувати позитивною величиною, але відношення може бути негативним (коли за швидкістю реакції слідкують по зміні концентрацій вихідних речовин). у цьому випадку в рівнянні (1) ставимо знак “мінус”.

Гранична величина відношення , коли Δt становиться безкінечно маленькою величиною чи, як говорять, якщо Δt наближається до нулю як до своєї границі, дорівнює υ швидкості:

, (2)

Таким чином, швидкість реакції – це швидкість у даний момент часу.

Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації реагуючих речовин виражає основний постулат кінетики – закон діючих мас, що був сформульований норвезькими вченими Гульбергом і Вааге у 1867 році.

Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин у ступенях, що дорівнюють їх стехіометричним коефіцієнтам в рівнянні реакції.

(Або: при постійній температурі швидкість хімічної реакції в даний час пропорційна добутку молярних концентрацій реагуючих речовин до того моменту.)

В загальному вигляді математично цей закон для реакції

mA + nB = pC + qD

записується так:

υ = K[A]^m[B]ⁿ (3)

де υ – швидкість реакції,

K – коефіцієнт пропорційності (константа швидкості),

A і B – мольні концентрації вхідних речовин,

m і n – стехіометричні коефіцієнти (кількість моль реагуючих речовин).

Якщо [A] = [B] = 1 моль/л, то відповідно до рівняння (3) маємо

υ = K,

тобто, константа швидкості це і є швидкість хімічної реакції, за умовою, що концентрації реагуючих речовин дорівнюють 1 моль/л. Константа швидкості реакції залежить від природи реагуючих речовин, температури, але не залежить від їх концентрації.

У випадку гетерогенних реакцій у рівняння закону дії мас входять концентрації тільки тих речовин, що знаходяться в газовій фазі або розчині. Концентрація речовини, що знаходиться у твердій фазі, звичайно являє собою постійну величину і тому входить у константу швидкості. Наприклад, для реакції горіння вугілля С + О₂ = СО₂ закон дії мас запишеться так: υ=КС_О2

В залежності від числа молекул, що беруть участь в елементарному акті реакції, всі реакції поділяють на мономолекулярні, бімолекулярні і тримолекулярні.

Для простої бімолекулярної реакції типу А+В→ продукти реакції

,

де К – константа швидкості реакції; с(А) та с(В) – молярні концентрації реагуючих речовин.

Для тримолекулярній реакції типу 2А + В → продукти реакції:

Таким чином, в математичному виразі закону діючих мас для всіх простих гомогенних систем, що протікають у кінетичної області, реакцій кожна із концентрацій реагуючих речовин входить до ступеню, що дорівнює коефіцієнту перед формулою даної речовини у рівнянні реакції.

Константа швидкості реакції першого порядку дорівнює:

(4)

Після інтегрування константа швидкості реакції другого порядку дорівнює:

(5)

де а і b – початкові молярні концентрації реагуючих речовин, х – кількість речовин, які прореагували за час t. Якщо початкові концентрації реагуючих речовин однакові (а= b), то константа швидкості розраховується за рівнянням:

(6)

Константа швидкості реакції другого порядку має одиниці вимірювання: м³/с*моль або л/с*моль.

Зниження порядку реакції буде проходити у тому випадку, коли концентрація однієї речовини з реакції залишається постійною - її надлишок, або постійне поповнення її вичерпання.

Існує велика кількість методів визначення порядку реакції. За однією з них порядок реакції визначається порівнянням констант. За цією метою спочатку данні підставляють у рівняння константи швидкості реакції першого порядку, потім – другого. Реакція буде мати той порядок, рівняння якого дасть постійне значення величини константи.

З ростом температури збільшується число активних зіткнень часток, що веде до підвищення швидкості реакції. Голландський вчений Вант-Гофф установив закон: при підвищенні температури на кожні 10⁰ швидкість хімічних реакцій зростає в 2-4 рази (в середньому в 3 рази). Показник, що вказує, у скільки разів зростає швидкість реакції при збільшенні температури на кожні 10⁰С, називається температурним коефіцієнтом γ. Правило Вант-Гоффа математично записується рівнянням:

(7)

(8)

Залежність швидкості реакції від температури приблизно має вираз:

(9)

Тут Vt₁- швидкість реакції при початковій температурі t_1, Vt₂ - швидкість реакції при кінцевій температурі t₂, γ- температурний коефіцієнт.

Залежність швидкості хімічної реакції для неширокого інтегралу температур більш точнішим буде вираз:

(10)

де Е – енергія активації, Дж/моль; R – молярна газова постійна, Дж/(моль*К); Т – термодинамічна температура.

Для простих реакцій енергією активації називають ту мінімальну енергію (у розрахунку на 1 моль), яку повинні мати реагуючи частинки, щоб зіткнення між ними призвело до хімічної взаємодії.

З рівняння (10) визначаємо енергію активації:

(11)

У твердому стані взаємодія реагуючих часток може відбуватися тільки з поверхні. Тому, швидкість реакції в цьому випадку буде залежати від ступеня розвитку поверхні: чим більше поверхня, тим вище швидкість реакції.

На швидкість хімічної реакції можуть впливати каталізатори. Каталізатори – це речовини, що змінюють швидкість реакції, але зберігають свій склад і кількість після проміжних реакцій. Каталізатори, що прискорюють реакцію, називають позитивними, а які сповільнюють – негативними.

ЕКСПЕРІМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

Мета роботи: встановити залежність швидкості реакції від природи і концентрацій реагуючих речовин, температури, ступеню здрібнення твердих речовин, наявності каталізатора.

Прилади та реактиви: водяна мікролазня, штатив з кільцем і азбестовою сіткою, газовий пальник, термометр на 100 ⁰С, секундомір, бюретки. Гранульовані цинк і олово, карбонат кальцію (крейда) у шматочках. Розчини: розведеної та концентрованої хлороводневої кислоти, сірчаної кислоти (2н), тіосульфату натрію Na₂S₂O₃ (0,25н та 0,1н). Дистильована вода.

Дослід 1. Вплив природи реагуючих речовин на швидкість реакції.

В дві пробірки налити по 1 мл розчину хлороводневої кислоти. До однієї з них опустити шматочок гранульованого олова, до іншої – такий же за розміром шматочок цинку. Порівняти інтенсивність виділення пухирців газу.

Завдання: скласти рівняння взаємодії хлороводневої кислоти з цинком і оловом. Зробити висновок про вплив природи реагуючих речовин на швидкість реакції.

Дослід 2. Вплив ступеня здрібнювання на швидкість реакції.

Взяти два маленьких шматочки крейди приблизно однакового розміру. Один зі шматочків помістити в пробірку, а інший подрібнити скляною паличкою на листку фільтрувального паперу, і порошок перенести в іншу пробірку. В обидві пробірки внести одночасно по 1 мл хлороводневої кислоти. Порівняти час розчинення крейди в кожному випадку.

Завдання: скласти рівняння реакції між карбонатом кальцію і хлороводневою кислотою. Зробити висновок про вплив ступеня здрібнювання твердих речовин на швидкість реакцій.

Дослід 3. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.

В три пробірки налийте по 5 мл 2н розчину сірчаної кислоти.

В три стаканчика налийте: в перший 15 мл тіосульфату натрію, в другий 10 мл тіосульфату натрію та 5 мл води, в третій 5 мл тіосульфату натрію та 10 мл води. Потім по черзі в кожний стаканчик вилийте 5 мл сірчаної кислоти з пробірки, включіть секундомір і швидко перемішайте. Спостерігайте час появи легкої опалесценції і подальшого помутніння розчину від осадженої вільної сірки в кожному стаканчику.

Завдання: записати рівняння реакції, та результати спостереження записати у таблицю 1.

Таблиця 1.

№ ста кан	Р-н сірчаної к-ти, мл	Р-н тіосіль фату натрію, мл	Вода, мл	Відносна концен трація тіосульфату натрію	Час до появи помутніння р-ну t, c	Відносна швидкість реакції υ=1/ t, (с-1)
1 2 3	5 5 5	15 10 5	0 5 10	3 2 1

Зробіть висновок про зміну швидкості реакції при зміні концентрації і накресліть графік, де на осі абсцис відкласти умовну концентрацію розчину тіосульфату натрію, на осі ординат – умовну швидкість реакції.

Дослід 4. Залежність швидкості реакції від температури.

Налийте в одну пробірку 5 мл розчину тіосульфату натрію, в другу – 5 мл розчину 2н сірчаної кислоти. Обидві пробірки поставити у стакан з водою і через 5-7 хвилин вимірте температуру води. Потім злийте разом розчини двох пробірок і спостерігайте, за який час з’явиться помутніння. У дві другі пробірки налити по 5 мл тих самих розчинів. Помістить пробірки в стакан з водою, нагрійте на 10 ⁰С вище, ніж в попередньому досліді. Злийте розчини і спостерігайте за який час з’явиться помутніння. Повторіть дослід, підняв температуру ще на 10 ⁰С.

Завдання: результати спостереження записати у таблицю 2.

Таблиця 2.

№ досліду	Температура досліду, t 0С	Час до появи помутніння р-ну t, c	Відносна швидкість реакції υ=1/ t, (с-1)

Зробіть висновок про залежність швидкості реакції від температури і накресліть графік, де на осі абсцис відкласти температуру, на осі ординат – умовні значення швидкості реакції.