Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага
Основні теоретичні питання.
Швидкість реакції, фактори, від яких вона залежить; закон діючих мас для гомогенних і гетерогенних процесів; фізичний зміст константи швидкості; правило Вант-Гоффа і його математичний вираз; каталіз і каталізатори; оборотні та необоротні реакції, стан хімічної рівноваги у системі; принцип Ле-Шателье.
Мета роботи: вивчення залежності швидкості реакції від природи і концентрацій реагуючих речовин, температури, ступеня подрібнення твердих речовин, наявності каталізатору.
Обладнання і реактиви: гранульовані цинк і олово; грудки і порошок крейди; розчини кислот HCl, H2SO4 (2 н), розчин Na2S2O3 (0,25н); дистильована вода; пробірки великого об’єму; секундомір.
Хід роботи
Дослід 1. Вплив природи реагуючих речовин на швидкість реакції.
У дві пробірки налити по 1 мл хлоридної кислоти. У одну з них занурити гранулу цинку, у другу – гранулу олова. Порівняти інтенсивність утворення бульбашок Н2 в обох пробірках. Записати рівняння реакцій. Зробити висновок про вплив природи металу на швидкість реакції.
Дослід 2. Вплив площі поверхні реагентів на швидкість реакції.
У дві пробірки налити по 1 мл хлоридної кислоти. Приготувати маленьку грудку крейди і приблизно таку ж кількість порошку крейди. Одночасно внести крейду в обидві пробірки і спостерігати утворення діоксиду карбону СО2. Порівняти час розчинення крейди в обох пробірках. Записати рівняння реакції. Зробити висновок про вплив ступеня подрібнення твердих речовин на швидкість реакції.
Дослід 3. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.
Для досліду взяти розчин натрій тіосульфату, сульфатну кислоту, дистильовану воду і пробірки великого об’єму (за вказівкою лаборанта).
Реакція між тіосульфатом і сульфатною кислотою має вигляд:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + SO2 + H2O,
Спостерігається поступове помутніння розчину внаслідок утворення вільної сірки. Швидкість появи сірки залежить від концентрації реагентів і може бути визначена у часі.
У три пронумеровані пробірки за допомогою спеціального циліндру налити розчин тіосульфату натрію: в першу – 5 мл, у другу – 10 мл, у третю – 15 мл і довести загальний об’єм в двох перших пробірках до 15 мл дистильованою водою. Таким чином, умовна концентрація тіосульфату у першій пробірці буде c1, у другій – 2с1, у третій – 3с1. В окремих трьох пробірках приготувати по 5 мл розчину сульфатної кислоти.
У пробірку №1 з розчином натрій тіосульфату влити розчин кислоти, включити секундомір і записати час (секунди), за який з‘явиться помутніння – вільна сірка. Дослід повторити з пробірками №2 і №3. Результати дослідів записати у таблицю:
Таблиця 4.1
| № досл. | V(Na2S2O3), мл | V(H2O), мл | V(H2SO4) , мл | V загальний | C (конц) Na2S2O3 (умовна) | t , час, с | V=100/t, швидкість с-1 |
| С1 | |||||||
| 2с1 | |||||||
| - | 3с1 |
Побудувати графік залежності швидкості реакції від концентрації реагентів, де на осі абсцис відкласти умовну концентрацію С розчину тіосульфату, а на осі ординат – умовну швидкість V=100/t. Зробити висновок про вплив концентрації реагентів на швидкість процесів.
Дослід 4. Вплив концентрацій реагуючих речовин на хімічну рівновагу.
Стан хімічної рівноваги у системі можна змістити, змінюючи концентрації реагентів або продуктів реакції. Для дослідження приготувати 4 великих пробірки і розчини ферум (ІІІ) хлориду FeCl3, калій роданіду KSCN та кристалічний калій хлорид КСl. При взаємодії ферум хлориду з калій роданідом протікає оборотна реакція з утворенням ферум (ІІІ) роданіду червоного кольору. Інтенсивність червоного кольору залежить від концентрації Fe(SCN)3 у розчині, тому що всі інші реагенти безбарвні. Зміщення рівноваги у бік прямої реакції збільшує інтенсивність червоного кольору, зміщення рівноваги у зворотний бік супроводжується зменшенням інтенсивності забарвлення.
У велику пробірку налити дистильованої води і додати по 2-3 краплини розчинів ферум хлориду і калій роданіду до утворення слабко - червоного розчину. Перемішати розчин і розлити його на 4 пробірки приблизно порівну. Четверта пробірка є пробіркою порівняння.
У першу та другу пробірки додати розчин FeCl3, та KSCN. Відмітити, як змінюється забарвлення. У третю пробірку додати кристалічний KCl, записати зміну кольору. Пояснити, в якому напрямку зміщувалась рівновага у кожному випадку. Скласти рівняння реакції і записати вираз константи рівноваги. На основі принципу Ле-Шателье пояснити вплив концентрацій речовин на хімічну рівновагу.