ЗАНЯТТЯ № 7 ( 6 год

ЗАНЯТТЯ  № 7 ( 6 год.)

Тема 13. Швидкість та механізми хімічних реакцій. Каталіз.

Тема 14. Хімічна рівновага. Фактори впливу на зміщення хімічної рівноваги.

МЕТА: Розглянути вплив різних факторів на швидкість хімічної реакції і хімічну рівновагу.

Професійна орієнтація студентів

Більшість реакцій і процесів є оборотними. Знання принципів впливу на хімічну рівновагу температури, тиску, концентрації реагуючих речовин дозволить обрати раціональну технологію виготовлення фармацевтичних препаратів, а також передбачити вплив лікарських засобів на перебіг процесів у людському організмі. Знання основних законів хімічної рівноваги і кінетики необхідні студентам для вивчення ряду наступних дисциплін: органічної хімії (швидкість і механізм хімічної реакції), біохімії (швидкість ферментативних процесів, кінетика і механізм утворення метаболітів і кінцевих продуктів біохімічних процесів), фармакології (визначення швидкості проникнення лікарського препарату в організм людини, його розподіл і швидкість перетворення та виділення з організму).

Методика виконання практичної роботи.

Тема 13. Швидкість та механізми хімічних реакцій. Каталіз.

Прилади і реактиви: секундомір, штатив з пробірками, термостат; Na₂S₂O₃ (0,5 н), H₂SO₄ (0,5 н, 0,1 М), Н₂О₂ (3%),  MnO₂ (крист), Zn (метал), СН₃СООН (0,1 М), FeCl₃, (0,0025 н), KSCN (нас.) FeCl₃ (крист), KSCN (крист), КCl (крист), формалін.

Робота 1. Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість реакції.

До розчину натрій тіосульфату  Na₂S₂O₃  долити розчин сульфатної кислоти H₂SO₄. Спостерігається помутніння розчину внаслідок виділення вільної сірки:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + S¯ + H₂O

Час, який проходить від початку реакції до помітного помутніння розчину, характеризує швидкість реакції.

У три пробірки (пронумеровані) налити розведений розчин (0,5н) натрій тіосульфату; в першу  –  2 мл; в другу – 4 мл; в третю – 6 мл. Далі в першу пробірку додати 13 мл води, у другу –  11 мл води, в третю – 9 мл води. В три інші пробірки налити по 5 мл розведеної (0,5н) розчину сульфатної кислоти. У кожну пробірку з розчином Na₂S₂O₃ долити при перемішуванні приготовлені 5 мл H₂SO₄ і визначити час з моменту додавання кислоти до помутніння розчину у кожній пробірці.

Результат записати по формі:

Зробити висновок про залежність швидкості реакції від реагуючих речовин. Чи узгоджуються ваші спостереження із законом діючих мас?

Робота 2. Залежність швидкості реакції від температури.

Для виконання досліду необхідні 0,1 н розчин Na₂S₂O₃ і 2 н розчин H₂SO₄.

У три пробірки налити по 10 мл розчину Na₂S₂O₃, у три інші пробірки налити по 1 мл розчину сірчаної кислоти і розділити пробірки на три пари: по пробірці з розчином Na₂S₂O₃ і H₂SO₄ в кожній парі.

Злити разом розчини двох перших пробірок, перемішати і визначити час з моменту додавання кислоти до помутніння розчину. Записати значення кімнатної температури.

Дві інші пробірки помістити в хімічний стакан з водою і нагріти на 10° вище кімнатної. За температурою слідкувати по термометру, зануреному в стакан.

Злити розчини з пробірок в одну, перемішати і помітити час від моменту зливу до помутніння розчину.

Повторити дослід з двома останніми пробірками, нагрівши їх в тому ж стакані з водою до температури на 20°С вище кімнатної.

Результати записати по формі:

Побудувати графік залежності швидкості реакції від температури для даного досліду.

Зробити висновок про залежність швидкості хімічної реакції від температури.

Які значення має температурний коефіцієнт для більшості хімічних реакцій?

Робота 3. Вплив каталізатора на швидкість хімічної реакції.

Налийте у дві пробірки пероксид водню 3%. В одну додайте манган діоксиду, що є каталізатором для даної реакції. Порівняйте швидкість проходження реакції в обох пробірках. Яку роль у даному досліді відігає MnO₂? Напишіть рівняння реакції розкладу Н₂О₂.

Робота 4. Вплив інгібіторів на швидкість хімічної реакції.

Налийте у дві пробірки 0,1 М сульфатної кислоти та киньте по шматочку металічного цинку. В одну додайте формаліну, що є інгібітором для даної реакції. Порівняйте швидкість проходження реакції в обох пробірках. Яку роль у даному досліді відігає НС(О)Н? Напишіть рівняння реакції взаємодії цинку з розведеною сульфатною кислотою.

Робота 5.Вплив природи реагуючих речовин на швидкість хімічної реакції.

У одну пробірку налийте 2-3 мл 0,1М сульфатної кислоти, а в другу – стільки ж 0,1М оцтової кислоти. В обидві пробірки киньте по шматочку металічного цинку. Порівняйте швидкість проходження реакції в обох пробірках. Як впливає природа(сила) кислот на швидкість реакції? Напишіть рівняння реакції взаємодії цинку з сульфатною та оцтовою кислотами.

Робота 6. Вплив розмірів поверхні стикання на швидкість хімічної реакції.

Налийте у дві пробірки по 2 мл 0,1М сульфатної кислоти. У одну додайте кусочок цинку гранульованого, а в іншу таку ж саму кількість (за вагою) цинкового пилу. Порівняйте швидкість проходження реакції в обох пробірках. У якому випадку площа поверхні цинку є більшою? Зробіть висновок про вплив розмірів поверхні стикання на швидкість реакції..

Тема 14. Хімічна рівновага. Фактори впливу на зміщення хімічної рівноваги.

            Робота 7. Вплив концентрації реагуючих речовин на хімічну рівновагу.

У чотири пробірки внести по 7-10 крапель 0,0025 н розчину  ферум(ІІІ) хлориду і додати 7-10 крапель 0,0025 н розчину калій роданіду. Вміст пробірок перемішати скляною паличкою. Одну пробірку залишити для порівняння (контроль). В інші додати: у першу – 1 краплю насиченого розчину FeCl₃, у другу – 1 краплю насиченого розчину KSCN, у третю – декілька кристалів KCl. Порівняти інтенсивність забарвлення розчинів з розчином у контрольній пробірці. Скласти рівняння оборотної реакції та написати вираз константи рівноваги. Заповнити таблицю.

Зробити висновок про вплив концентрації реагуючих речовин на хімічну рівновагу.

Програма самопідготовки студентів

Тема 13. Швидкість та механізми хімічних реакцій. Каталіз.

1.      Швидкість гомогенних та гетерогенних реакцій. Її залежність від концентрації (закон діючих мас) і температури (Рівняння Арреніуса. Правило Вант-Гоффа).

2.      Теорія активних зіткнень Арреніуса. Енергія активації. Порядок та молекулярність реакції.

3.      Гомогенний та гетерогенний каталіз. Ферментативний каталіз.

Тема 14. Хімічна рівновага. Фактори впливу на зміщення хімічної рівноваги.

1.      Оборотні і необоротні хімічні процеси.

2.       Константа рівноваги, фактори, які впливають на її величину.

3.      Вплив температури, тиску, концентрації на хімічну рівновагу.

4.      Принцип Ле-Шательє.

Основні поняття

середня швидкість реакції

миттєва швидкіст реакції

проста реакція

складна реакція

дифузія

константа швидкості хімічної реакції

енергія активації

зворотні реакції

незворотні реакції

Зразки тестових завдань та ситуаційних задач.

1. На скільки градусів потрібно підвищити температуру, щоб швидкість зросла у 64 рази, якщо γ=2,0?

A.    На 60°С 

Б.   На 50°С 

B.     На 70°С 

Г.   На 80°С 

2. Обчисліть К_рівн. реакції 2NO + O₂ = 2NO₂, якщо рівноважні концентрації дорівнюють: [NO₂] = 0,8 моль/дм³, [NO] = 0,4 моль/дм³, [O₂] = 0,2 моль/дм³ 

A.    16 

Б.   20 

В.   22 

Г.   24 

3.Які йони можуть одночасно знаходитись у розчині:

А. Fe³⁺,  OH^–;

Б. Ba²⁺,  SO₄^2-;

В. Fe³⁺,  Cl^–;

Г. Ag⁺, Cl^–.

Відповіді на тести:

Тест 1.  Відповідь А, оскільки 60/10=6, а 2⁶=64.

Тест 2. Відповідь Б, оскільки 2NO + O₂ = 2NO₂; Kp=[NO₂]²/[NO]²[O₂] = 0,8²/0,4²·0.2=20.

Тест 3. Відповідь В, оскільки інші пари йонів реагують між собою, утворюючи осади.

Домашнє завдання: 1, 2, 10.

1.      Як зміниться швидкість хімічної реакції 2NO(г) + O₂(г) = 2NO₂(г), якщо об’єм системи зменшити у 3 рази?

2.      У скільки разів збільшиться швидкість реакції при підвищенні температури від 120°С до 140°С ? Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 3.

3. При 80^оС реакція закінчується за 8 хв. Через скільки хвилин вона закінчиться при 100^оС, коли температурний коефіцієнт (g) дорівнює 2?

4. За підвищення температури від 110°С до 180°С швидкість хімічної реакції зросла в 2187 раз. Знайти температурний коефіцієнт швидкості.

5. Реакція Са + Н₂ = СаН₂ за температури 200°С відбувається за 12 с. Визначити, за який час завершиться дана реакція за температури 120°С, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 2,1.

6.      Чи зміниться тиск у закритій системі, якщо за нормальних умов змішали однакові об’єми хлору і водню, і опромінили ультрафіолетовим промінням? Відповідь пояснити. 

7. Визначити як зміниться швидкість прямої реакції 2NO + O₂ = 2NO2

якщо тиск у посудині збільшити у 5 раз.

8. У скільки разів треба збільшити концентрацію реагуючих речовин у системі

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃

щоб швидкість реакції збільшилась у 74 рази?

9.      Константа рівноваги реакції А_(Г) + В_(Г) Û С _(Г) + Д _(Г) рівна одиниці. Скільки відсотків речовини А зазнає перетворення , якщо змішати 3 моль речовини А і 5 моль речовини В ?

10. У системі H₂ + Br₂ = 2HBr  встановилась хімічна рівновага за таких концентрацій реагуючих речовин: [H₂]=0.25моль/л, [Br₂]=0.15моль/л, [HBr]=0.9моль/л. Визначити вихідні концентрації водню і брому.

11. Обчислити рівноважні концентрації речовин у реакції

СО + Н₂О= СО₂ + Н₂

якщо вихідні концентрації становили: С(СО)= 0,2 моль/л, С(Н₂О)= 0,5моль/л, а константа рівноваги К_с=0,25.

12. Промисловий спосіб отримання сульфатної кислоти передбачає, як проміжну стадію, каталітичне окиснення сульфур(IV) оксиду киснем повітря. Як зміниться швидкість прямої і зворотної реакції:

2SO_2(г) + O_2(г)  2SO_3(г)

якщо об’єм газової суміші збільшити в два рази? У який бік зміститься рівновага системи?

13. В замкнутій посудині проходить реакція А_(Г) + В_(Г) Û С _(Г). Визначити рівноважні концентрації реагуючих речовин, якщо вихідні концентрації речовин А і В відповідно рівні 0,5 і 0,7 моль/л, а константа рівноваги реакції К =50.

14. У процесі синтезу аміаку при температурі 500°С встановилась рівновага, коли концентрації речовин були: [N₂]=0,3моль/л, [H₂]= 0,9моль/л, [NH₃]= 0,4моль/л. Обчислити константу рівноваги і визначити її значення через концентрації і парціальні тиски газів.

15. Реакція іде за рівнянням 4HCl+O₂=2H₂O+2Cl₂. В якому напрямку зміститься хімічна рівновага, якщо концентрації усіх реагуючих речовин збільшити у 2 раза.

16. Рівновага хімічної реакції: 2NO+O₂=2NO₂ встановилась при наступних концентраціях реагуючих речовин: [NO]=0,5 моль/л; [O₂]=0,7 моль/л; [NO₂]=2,1 моль/л. Як зміниться швидкість реакції, якщо тиск в системі зменшити в 2 раза? Куди зміститься хімічна рівновага?

17.  відомо, що константа рівноваги реакції:

N_2(газ) + O_2(газ)  2NO_(газ)

при 2000ºС складає 1,26∙10^-3. Вихідні концентрації [N₂], [O₂] і [NO] складають   5∙10^-3, 5∙10^-3 і 7,5∙10^-4 моль/л відповідно. Припустимо, що концентрація NO миттєво збільшується у двічі. В якому випадку (до або після збільшення концентрації NO) ця система знаходиться ближче до стану хімічної рівноваги. Висновок треба зробити за допомогою розрахунків.

18.  У стані рівноваги в системі N_{2 (г)} + 3 H_{2 (г)} Û 2 NH_{3 (г),}  DН = -92,4 кДж концентрації речовин рівні [N₂] = 3 моль/л,  [H₂] = 9 моль /л, [NH₃] = 4 моль /л. Визначити: а) вихідні концентрації N₂ і H₂ ; б) константу рівноваги; в) в якому напрямку зміниться рівновага із підвищенням температури; г) як вплине на стан рівноваги зменшення об’єму  реакційної посудини?

19. Реакція іде за рівнянням: 4HCl + O₂ = 2H₂O + 2Cl₂. В якому напрямку зміститься хімічна рівновага, якщо концентрації усіх реагуючих речовин збільшити в 2 рази?

Студент повинен знати:

1.      Вираз для щвидкісті хімічної реакції. Закон діючих мас.

2.      Залежність швидкості реакції від температури. Рівняння Арреніуса. Правило Вант-Гоффа.

3.      Оборотні і необоротні хімічні процеси.

4.      Константа рівноваги, фактори, які впливають на її величину.

5.      Вплив температури, тиску, концентрації на хімічну рівновагу.

6.      Принцип Ле-Шательє.

Студент повинен вміти:

1.                 Визначати швидкість хімічної реакції

2.                 Вивчати вплив факторів на швидкість реакції.

3.                 Вивчати фактори впливу на зміщення хімічної рівноваги.

 Джерела інформації

а) Основні: .

1. Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.

2. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підруч. Для студ. вищ. навч. закл. –ВТФ «Перун», 2004. – 480 с. 

3.      Рейтер Л.Г. Степаненко О.М., Басов В.П. Теоретичні розділи загальної хімії: Навчальний посібник. – К.: Каравела, 2003. – 344 с.

4.      Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая шк., 2003. – 743 с.

5. Загальна та неорганічна хімія: У 2-х ч./О.М.Степаненко, Л.Г.Рейтер, В.М.Ледовских, С.В.Іванов. – К.: Пед. Преса, 2002.– Ч. І.– 520 с.

6. Каличак Я.М., Кінжибало В.В., Котур Б.Я. та ін. Хімія. Задачі, вправи, тести: Навчальний посібник. – Львів: Світ, 2001. – 176 с.

7. Державна Фармакопея України / Державне підприємство «Науковий-експертний фармакопейний центр». – 1-е вид. – Харків: РІРЕГ, 2001.– 556 с.

8. www.tdmu.edu.te.ua/education.php.

б) Додаткові:

1.      В. Гомонай, С. Мільович Біонеорганічна хімія. – Ужгород: ВАТ «Патент», 2006. – 200 с.

2.      Телегус В.С., Бодак О.І., Заречнюк О.С., Кінжибало В.В. Основи загальної хімії – За ред. В.С. Телегуса: Підручник – Львів: Світ, 2000 – 424 с.

3.      Ершов Ю.А. Попков А.С. Берлянд А.З. Книжник А.З. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. – М.: Высш. шк., 2000. – 560 с.

Автор: к.х.н., доц. Демид А.Є., к.х.н.

Обговорено і затверджено на засіданні кафедри

_____     _____________2013 р. протокол № ___

Переглянуто на засіданні кафедри

_____     ________20__ р. протокол № ___