САМОСТІЙНА ПОЗААУДИТОРНА РОБОТА. 1.Предмет хімічної кінетики
1.Предмет хімічної кінетики. Хімічні реакції в гомогенних та гетерогенних системах.
2.Поняття про швидкість хімічних реакцій та фактори, що впливають на неї в гомогенних та гетерогенних системах.
3.Температурний коефіцієнт реакції.
4.Чим характеризується швидкість хімічних реакцій, в яких одиницях вона вимірюється?
5.Як визначають порядок реакції?
6.Швидкість хімічної реакції в гетерогенних системах.
7.Як залежить швидкість хімічної реакції від концентрації? Закон дії мас.
8.Як залежить швидкість хімічної реакції від температури? Енергія активації.
9.Обчисліть, у скільки разів зміниться швидкість хімічної реакції при підвищенні температури від 70 до 100˚С, якщо температурний коефіцієнт данної реакції дорівнює 3.
10.Визначте температуру, при якій однаково ймовірні прямий та зворотний напрямки реакцій:
а) CO(г) + H2(г) = C(к) + H2O(г);
б) PCl5(г) = PCl3(г) + Cl2(г).
11.Чому дорівнює температурний коефіцієнт швидкості реакції, якщо при збільшенні температури на 30°С швидкість реакції збільшується в 15,6 рази?
12.Температурний коефіцієнт швидкості деякої реакції дорівнює 2,3. У скільки разів збільшиться швидкість цієї реакції, якщо підвищити температуру на 25°С?
13.Як зміниться швидкість реакції 2NO + O2 Û 2NO2, якщо зменшити об'єм системи в 3 рази?
КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ
1.Енергія активації.Залежність енергії активації від механізму протікання реакції.
2.Чому подрібнені тверді речовини реагують більш енергійно?
3.Закон дії мас. Константа швидкості хімічної реакції.
4.Поняття про молекулярність та порядок реакції. Як визначають порядок реакції? Моно-, бі-, тримолекулярні хімічні реакції.
5.Правило Вант-Гоффа, його математичний вираз.
6.Поняття про каталіз та каталізатори. Теорія гомогенного та гетерогенного каталізу.
7.Роль каталізаторів в життєдіяльності організмів. Ферменти.
8.Що характеризує швидкість хімічних реакцій, в яких одиницях вона вимірюється?
9.Який фізичний зміст константи швидкості хімічної реакції та які фактори впливають на її величину?
10.При деякій температурі рівновага в системі 2NO2 ↔ 2NO + O2 встановилась при наступних концентраціях: [NO2]=0,006 моль/дм3, [NO]=0,024 моль/дм3, [O2]=0,012 моль/дм3. Знайти константу рівноваги і початкову концентрацію NO2.
11.Що таке температурний коефіцієнт реакції і що він показує?
12.В стані рівноваги в системі:
N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г), ∆H=-92,4 кДж;
концентрації реагуючих речовин дорівнюють: [N2]=3 моль/дм3, [H2]=3 моль/дм3, [NH3]=4 моль/дм3. Визначити: а) початкові концентрації N2 і H2; б) в якому напрямку зміститься хімічна рівновага з підвищенням температури; в) в якому напрямку зміститься хімічна рівновага при зменшенні тиску.
13.Рівновага в системі H2 + I2 ↔ 2HI встановилась при наступних концентраціях: [H2]=0,025 моль/дм3, [I2]=0,05 моль/дм3, [HI]=0,09 моль/дм3. Знайти початкові концентрації H2 і I2.
14.Як відобразиться на значенні константи швидкості наступні фактори, що впливають на швидкість реакції: різні початкові концентрації реагуючих речовин; зміна температури; введення різних речовин; зміна об’єму системи.
15.Обчисліть, у скільки разів зміниться швидкість хімічної реакції при підвищенні температури від 70 до 100˚С, якщо температурний коефіцієнт данної реакції дорівнює 3.
16.Визначте температуру, при якій однаково ймовірні прямий та зворотний напрямки реакцій:
а) CO(г) + H2(г) = C(к) + H2O(г);
б) PCl5(г) = PCl3(г) + Cl2(г).
17.Чому дорівнює температурний коефіцієнт швидкості реакції, якщо при збільшенні температури на 30°С швидкість реакції збільшується в 15,6 рази?
САМОСТІЙНА АУДИТОРНА РОБОТА
1.Виконання дослідів, описаних в даних методичних вказівках.
2.Обговорення результатів та оформлення висновків.
3.Оформлення та захист протоколу.
4.Відповіді на запитання, запропоновані викладачем, з використанням записів на дошці.
ХІД РОБОТИ
Теоретична частина
Кожна хімічна реакція відбувається з певною швидкістю. Швидкість реакції вимірюють зміною концентрації реагуючих речовин за одиницю часу. При вимірюванні швидкостей реакцій концентрації речовини виражають звичайно числом молів в 1 дм3. Швидкість реакції залежить, як від природи реагуючих речовин, так і від умов, в яких вона проходить. Найважливішими з цих умов є: температура, концентрація та присутність каталізатора. З підвищенням температури на кожні 10°С швидкість реакції, як правило, збільшується в 2-4 рази (правило Вант-Гоффа). Число, яке показує у скільки разів збільшується швидкість даної реакції при підвищенні температури на 10°С називають температурним коефіцієнтом реакції.
Якщо позначити через k температурний коефіцієнт реакції, через Vt2 – швидкість реакції при кінцевій температурі, а через Vt1 – швидкість реакції при початковій температурі, то співвідношення швидкостей реакції при цих температурах буде дорівнювати:
Vt2 / Vt1 = k (t2 – t1)/10
Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин, що знаходяться в газовому стані або в розчині, виражають законом дії мас: швидкість хімічної реакції за сталої температури прямо пропорційна добуткові концентрацій реагуючих речовин в степенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам (закон Гульберга, 1867). Для реакції:
aA+bB+cC+ = ….
закон дії мас можна записати так:
V = k [A]a [B]b [C]c ….
Закон дії мас справедливий для ідеальних газових систем та розведених розчинів, для хімічних реакцій, у рівняннях яких сума стехіометричних коефіцієнтів не перевищує чотири.
Для складних реакцій, в яких бере участь велика кількість молекул і паралельно або послідовно відбуваються кілька процесів, зміна швидкості загальної реакції буде складнішою.
Для гетерогенних реакцій у вираз їх швидкості концентрація твердих речовин не входить, оскільки для гетерогенних систем інтенсивність взаємодії реагуючих речовин зумовлена величиною площі поверхні. Концентрація твердих речовин є сталою величиною і входить у константу швидкості. З кінетичної точки зору реакції класифікуються за молекулярністю та порядком. Молекулярність реакції визначається числом молекул, які беруть участь в елементарному акті хімічної взаємодії. Так, реакції:
N2O4 = 2NO2
I2 = 2I
є мономолекулярними. Реакція: CO + H2O = CO2 + H2, є бімолекулярною.
Практично не існує реакцій з молекулярністю більшою, ніж три.
Порядок реакції визначається сумою показників степенів концентрацій у виразі закону дії мас. На практиці порядок і молекулярність реакцій співпадають дуже рідко – лише у випадку елементарних одностадійних процесів.
Молекули за низьких температур малоактивні, а в разі нагрівання їх активність збільшується. Щоб молекулі надати активності, слід затратити певну енергію, т.зв. енергію активації, що представляє собою необхідний надлишок енергії, яким повинні володіти молекули, щоб реакція була можливою.
Швидкість реакції можна змінити введенням в реакційну суміш спеціальних речовин. Речовини, які прискорюють швидкість реакції, але не витрачаються в результаті її перебігу, називаються каталізаторами (позитивними каталізаторами). Речовини, які сповільнюють швидкість реакції, називаються стабілізаторами або інгібіторами(негативними каталізаторами). Каталізатори в живих організмах називають ферментами.
Експериментальна частина
Завдання 1. Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації
Реагуючих речовин
Прилади, посуд і реактиви:
1.Штатив з пробірками
2.Секундомір
3.Розчин натрію тіосульфату (1н)
4.Сульфатна кислота (2н)
Методичні вказівки
Дослід зводиться до вимірювання часу помутніння розчину, яке можна зафіксувати візуально, в результаті утворення сірки за реакцією:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3
H2S2O3 = H2O + SO2 + S↓
В ряд із п'яти пробірок налийте в кожну по 5 см3 розведеної H2SO4 (2н). У другий ряд із 5 пробірок налийте: в першу 5 см3 р-ну Na2S2O3 (1н), в другу – 4 см3 Na2S2O3 + 1 см3 H2O, в третю 3 см3 Na2S2O3 + 2 см3 H2O, в четверту – 2 см3 Na2S2O3 + 3 см3 H2O, в п'яту - 1 см3 Na2S2O3 + 4 см3 H2O. Відповідно концентрація в цих пробірках буде становити 0,5; 0,4; 0,3; 0,2; 0,1 моль/дм3 Na2S2O3. Після цього зливаємо попарно розчини з пробірок двох рядів і відмічаємо початок помутніння розчину. Час від початку зливання до початку помутніння (в секундах) записуємо в таблицю:
| № пробірки | V Na2S2O3, Cм3 | V H2O, cм3 | V H2SO4, cм3 | Конц. Na2S2O3 моль/дм3 | Час Реакції, Сек. |
Побудуйте графік залежності швидкості реакції від концентрації (на осі абсцис – значення концентрації розчину Na2S2O3, на осі ординат – шкала швидкості v1).