Обробка результатів і розрахунок константи швидкості реакції

 

При обробці результатів досліду вважають, що розкладання водень пероксиду являє собою реакцію першого порядку. Це підтверджується значеннями констант швидкості реакції, обчислених за рівнянням (3).

Для реакції першого порядку швидкість визначають за таким рівнянням:

 

V = k C (Н₂О₂) = – dC/dt. (4)

 

Далі переписують рівняння (4) в такому вигляді:

 

dC/C = – k d. (5)

 

Узявши невизначений інтеграл, тобто

,

отримують такий результат:

ln C = – kt + B, (6)

 

де В – константа інтегрування. У початковий момент, коли t = 0, концентрація

С (Н₂О₂) = С ₀.

Підставляючи в рівняння (6) значення відповідних величин, одержують залежність концентрації від часу для реакції першого порядку, тобто

 

ln C₀ = B;

 

ln C = – kt + ln C₀;

 

ln C₀/C = kt;

 

2,303lg C ₀ / C = kt, (7)

 

де C ₀ – вихідна концентрація водень пероксиду; С – концентрація водень пероксиду, що не розклався до моменту t; k – константа швидкості.

Перейдемо від визначення концентрації водень пероксиду до обчислення отриманого в досліді об’єму кисню. Нехай після нагрівання повний об’єм кисню дорівнює кінцевому об’єму кисню V _к, що відповідає всій кількості водень пероксиду, яка була на момент початку реакції (t ₀, С ₀). Користуючись стехіометричним рівнянням розкладання, тобто

 

Н₂О₂ Н₂О + 1/2 О₂,

 

обчислимо масу Н₂О₂, а саме:

 

х , г H₂O₂.

 

Таким чином, величина x – це маса Н₂О₂ при t ₀, як бачимо, x = С ₀. Нехай на будь-який момент t отримано V _t л кисню. Аналогічний розрахунок дозволяє визначити масу водень пероксиду, що розклався на момент t (у), а саме:

 

у , г Н₂О₂.

 

Обчисливши різницю між С ₀ і у, можна визначити масу водень пероксиду, що не розклався на момент t, тобто

 

С = С ₀ – х;(С = ).

Підставляючи значення величин С ₀ і С у кінетичне рівняння (7), отримаємо такий результат:

.

 

Користуючись результатами обчислень, будують графік залежності об'єму кисню, що виділився, від часу, для чого на осі абсцис відкладають час (хв), а на осі ординат – об'єм кисню (мл). На побудованій кривій вибирають три точки і розраховують для них константи швидкості реакції.

 

Контрольні питання та завдання для самостійної роботи

 

1. Наведіть приклади застосування адсорбції у виробничих процесах.

2. Як змінюється енергія активації хімічних реакцій у присутності каталізатора?

3. Наведіть приклади гомогенного й гетерогенного каталізу.

4. Які речовини називають каталізаторами?

5. Який процес називають каталізом?

6. Назвіть умови, за яких відбувається гомогенний каталіз.

7. За яких умов проходить гетерогенний каталіз?

8. Чим відрізняється обчислення швидкості реакцій гомогенного та гетерогенного каталізу?

 

Лабораторна робота № 6

 

ВИЗНАЧЕННЯ КОНСТАНТИ РІВНОВАГИ РЕАКЦІЇ ВЗАЄМОДІЇ ФЕРУМ (ІІІ) ХЛОРИДУ З КАЛІЙ ЙОДИДОМ

 

Теоретичні положення

При розгляді хімічної рівноваги велике значення має поняття оборотності реакцій.

В оборотних реакціях отримані речовини, взаємодіючи між собою, знову утворюють вихідні речовини. Наприклад:

пряма

СО₂ + Н₂ СО + Н₂ О.

оборотна

 

Знак оборотності показує, що така реакція не йде до кінця. Під хімічною рівновагою розуміють такий стан оборотної системи, при якому швидкість прямої та зворотної реакцій однакова. Вираз для визначення константи рівноваги К _р відповіднийреакції:

 

mА + nВ pС + qD,

буде таким:

К _р = .

 

Із наведеного рівняння видно, що хімічна рівновага настає в той момент, коли відношення добутку концентрацій отриманих речовин до добутку концентрацій вихідних речовин буде дорівнювати деякій сталій величині К _р.

Зміна умов (концентрацій реагуючих речовин, температури, тиску), за яких система перебуває в стані хімічної рівноваги, зумовить її порушення чи зміщення.

Зміщення хімічної рівноваги підлягає принципу Ле-Шательє: якщо на систему, що перебуває у стані рівноваги, подіяти ззовні (змінити концентрацію реагуючих речовин, температуру, тиск), то рівновага зміститься у напрямі процесу, який зменшить цю дію.. Інакше кажучи, система перейде з одного стану рівноваги в інший, який відповідатиме новим умовам. Це пов΄язано з тим, що зовнішня дія по-різному змінює швидкість двох протилежно спрямованих процесів.

Розглянемо вплив різних чинників на стан хімічної рівноваги. Наприклад, у такій реакції:

 

N₂ + 3H₂ 2NH₃ + Q,

 

збільшення концентрації азоту чи водню, а також підвищення тиску зміщує рівновагу вправо; підвищення температури – вліво, тобто в бік ендотермічної реакції.

 

Визначення константи рівноваги оборотної реакції розглянемо на прикладі: у розчині реакція між Fe³⁺ та Iˉ-іонами відбувається за таким рівнянням:

Fe³⁺ + Iˉ Fe²⁺ + I⁰ – 7,12 кДж.

 

Константа рівноваги даної реакції

К _р = .

 

Для визначення величини К _р необхідно встановити рівноважні концентрації реагуючих речовин. Зокрема, щоб обчислити цей показник йоду, використовують реакцію між іонами тіосульфату і йодом, тобто

 

2S₂O₃^2- + I₂ = S₄O₆ ^2- +2Iˉ.

 

Кінець цієї реакції фіксують у момент зникнення синього забарвлення йодокрохмальної сполуки, яку утворюють атоми йоду з крохмалем.

Визначивши концентрацію йоду за допомогою титрування розчином тіосульфату, знайдемо рівноважну концентрацію іонів Fe²⁺.

За цими даними розраховують концентрації іонів Fe³⁺ та Iˉ, використовуючи їх початкові значення. У рівноважному стані концентрації цих іонів не змінюються. Про досягнення системою хімічної рівноваги дізнаємось шляхом багатократних вимірів концентрації йоду до тих пір, поки вона не стане постійною..

Такі виміри проводять через 5, 15, 30, 60, 120 і 130 хв від моменту початку досліду; причому, як правило, рівновага настає через 2 год.

Мета роботи: практичне опанування методикою визначення К _р на конкретному прикладі оборотної реакції.

Постановка завдання: визначити: константу рівноваги такої реакції:

 

Fe³⁺ + Iˉ Fe²⁺ + I⁰ – 7,12 кДж.

 

Приладдя та реактиви: бюретка, колба, 0,01М розчин натрій тіосульфату, 0,02М розчин калій йодиду, 0,04М розчин ферум (ІІІ) хлориду та 1%-ний розчин крохмалю.

 

Методика дослідження

Бюретку наповнюють до нульової позначки розчином натрій тіосульфату Na₂S₂O₃. У колбі змішують 100 мл розчину калій йодиду і 100 мл розчину FeCl₃, далі відбирають 25 мл отриманої суміші. Через 5 хв після моменту змішування розчинів додають кілька крапель розчину крохмалю.

Після появи синього забарвлення розчин титрують якомога швидше до зникнення кольору, постійно струшуючи колбу. Якщо титрування зроблено правильно, то забарвлення відразу ж з'являється знову. Записують об’єм (у мл) Na₂S₂O₃, витраченого на титрування. У такий спосіб роблять титрування через 15, 30, 60, 120 і 130 хв від моменту змішування розчинів.

Якщо результати двох наступних титрувань будуть відрізнятися не більше ніж на 0,2 – 0,4 мл, то фіксують настання рівноваги. За отриманими результатами будують криву залежності об’єму натрій тіосульфату, що витратили на титрування розчину, від часу та обчислюють константу рівноваги.