Вплив температури на швидкість реакції

При кімнатній температурі в одну пробірку влийте з бюретки 5 мл розчину тіосульфату натрію (с(Nа₂S₂Oз) = 0,1 моль/л), в іншу - 5 мл розчину сульфатної кислоти (с(Н₂SO₄) - 1 моль/л). Прилийте розчин сульфатної кислоти до розчину тіосульфату натрію, визначте час, який пройшов з моменту зливання розчинів до моменту помутніння. Результати експерименту запишіть у таблицю

Щоб провести аналогічний дослід при 40 °С, пробірки з 5 мл розчину тіосульфату натрію та 5 мл розчину сульфатної (сірчаної) кислоти вміщують у водяну баню з температурою 40 °С. Протягом 5 хвилин обидві пробірки термостатують, а потім до розчину солі доливають розчин сульфатної кислоти (причому, пробірку з тіосульфатом натрію не виймають з бані). Визначте час, який пройшов з моменту зливання розчинів до моменту помутніння. Результати експерименту запишіть у таблицю. Аналогічно проведіть експеримент при 60 °С. Результати запишіть у таблицю 2.

Таблиця 2.

Температура		Час до початку помутніння , с	Відносна швидкість реакції , с –1	Температурний коефіцієнт, 	Енергія активації Еа, кДж/моль
t ,°С	T, K
20
40
60

Обчисліть відносну швидкість реакції за кожної з температур:

v _t = , с ^–1

Побудуйте графік залежності швидкості реакції від температури v = f(t), відкладаючи на осі абсцис температуру, а на осі ординат - відносну швидкість. Розрахуйте температурний коефіцієнт швидкості реакції для кожного інтервалу температур (_i) та середнє його значення (_сер):

₁ = T₁ =T ₂ - T_1, K;

₂ = T₂ =T ₃ - T_2, K;

сер = Tсер =T ₃ - T_1, K;

За рівнянням Арреніуса визначте енергію активації реакції:

E_a = ln  _сер = ln _сер.

R- універсальна газова стала (8,31 • 10 ^-3 кДж/(моль•К), де T_х дорівнює Т₂ або T_з.

Результати обчислень занесіть до таблиці та поясніть причину збільшення швидкості хімічної реакції при збільшенні температури. Проаналізуйте характер залежності, що спостерігається, та зробіть висновок, чи змінюється значення Е_А при зміні Т.

Лабораторна робота 5

Хімічна рівновага Мета роботи: експериментально вивчити, які фактори впливають на положення рівноваги. Теоретичні відомості

Оборотні реакції. Кінетична умова хімічної рівноваги. Константа рівноваги. 3міщення рівноваг. Принцип Лє-Шательє. Вплив концентрацій, тиску та температури на стан рівноваги. Термодинамічні фактори, що визначають рівновагу. Термодинамічна умова рівноваги.

Контрольні запитання і задачі

1. Виведіть вирази констант рівноваги реакцій а) Н₂ + I₂⇆2HI, Н> 0; б) 2NO + O₂ ⇆2 NO₂, Н < 0; в) 2NOCl ⇆ 2 NO + Cl₂, H > 0.

Користуючись принципом Ле-Шательє, поясніть, у якому напрямку зміститься рівновага наведених реанцій при зменшенні тиску в системі; зменшенні концентрації продуктів реакції; підвищенні температури. Чи зміняться при цьому значення констант рівноваги?

2. Наведіть вирази для К_ста К_рнаведених нижче процесів:

а) CO₂ + C ⇆ 2СО; б) ZnO + C ⇆ Zn + СО; в) Н₂О + С ⇆ Н₂ + СО.

В якому напрямку зміститься рівновага при додаванні в систему СО, С, зменшенні тиску

3. Які знаки мають Н та S для наведених далі оборотних реакцій? Що є умовою з погляду термодинаміки для стану рівноваги?

a) Fe + CО ⇆ FeО + C (екзотермічна)

б) H₂O + C ⇆ CO + H₂ (ендотермічна)

в) CO₂ + C ⇆ 2CO (ендотермічна)

В який бік спрямовують ці реакції, ентрапійний та ентальпійний фактори ? Яка умова з погляду термодинаміки для стану рівноваги ?