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)
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 t, с | Відносна швидкість реакції  , с –1 | Температурний коефіцієнт, g | Енергія активації Еа, кДж/моль | |
| t ,°С | T, K | ||||
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 (gi) та середнє його значення (gсер):
g1 = 
DT1 =T 2 - T1, K;
g2 = 
DT2 =T 3 - T2, K;
gсер = 
DTсер =T 3 - T1, K;
За рівнянням Арреніуса визначте енергію активації реакції:
Ea = 
ln g сер 
= 
ln gсер.
R- універсальна газова стала (8,31 • 10 -3 кДж/(моль•К), де Tх дорівнює Т2 або Tз.
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 ЕА 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, DН>0; б) 2NO + O2⇆2 NO2, DН < 0; в) 2NOCl ⇆ 2 NO + Cl2, DH> 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 Кста Крнаведених 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 DН та DS 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 ?
Порядок виконання лабораторної роботи
Вивчення зміщення хімічної рівноваги.
У пробірку внесіть по 3-5 крапель розчинів FeCl3та KNCS. Одержаний розчин розведіть водою до світло-червоного кольору і розлийте у чотири пробірки. У першу пробірку додайте краплю розчину FeCl3у другу - краплю розчину KNСS, у третю внесіть трохи кристалічного КСl. Порівняйте інтенсивність забарвлення розчинів у цих пробірках з кольором вихідного розчину (еталон - четверта пробірка). 3робіть висновок про вплив зміни концентрацій вихідних речовин та продуктів реакції на стан хімічної рівноваги в системі:
FeCl3+ 3KNCS ⇆ Fe(NCS)3+ 3KCI
Лабораторна робота 6