sz1 instr


kod kursu:
CHC012001 l
Podstawy Chemii Nieorganicznej
Ćwiczenia laboratoryjne
SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNYCH
Opracowanie: Piotr Drożdżewski
WPROWADZENIE
Badanie szybkości reakcji chemicznych należy do działu chemii zwanego kinetyką che-
miczną. Dział ten obejmuje również badanie wpływu różnych czynników na szybkość danej reakcji
oraz szczegółowe poznanie jej przebiegu (mechanizmu).
Zgodnie z powszechnym znaczeniem pojęcia szybkości, w przypadku reakcji chemicznej
wielkość ta jest określona poprzez zmiany liczności reagentów w stosunku do czasu w którym te
zmiany następują. Praktycznie oznacza to, że dla wyznaczenia szybkości określonej reakcji trze-
ba ustalić ile moli wybranego substratu reaguje w jednostce czasu lub ile moli któregoś z produk-
tów powstaje w tym samym czasie. Definicja ta może jednak doprowadzić do tego, że konkretna
wartość szybkości reakcji będzie zależeć od wyboru reagenta którego zmiany liczności zostaną
wzięte do obliczenia szybkości. Problem ten można zilustrować na przykładzie prostej reakcji:
2 H2 + O2 = 2 H2O
Jeżeli przybliżona szybkość powyższej reakcji zostanie wyznaczona na podstawie liczby moli tle-
nu ( nO2) zużywanego w czasie t:
v1 = nO2 / t (1)
to wartość ta będzie dwukrotnie mniejsza od szybkości wyznaczonej ze wzrostu liczności wody:
v2 = nH2O / t (2)
Powyższa różnica wynika z faktu, że w określonym, tym samym czasie, z jednego mola tlenu po-
wstają dwa mole wody. Problem ten można usunąć dzieląc wyrażenie na szybkość reakcji ni / t
przez współczynnik stechiometryczny reagenta użytego do jej wyznaczenia. Szybkość reakcji
i
będzie wtedy określona jednoznacznie jako:
v = ni / t (3)
i
co w przypadku reakcji syntezy wody daje następujące zależności:
v = nO2 / t = nH2 / 2 t = nH2O /2 t (4)
Znak minus pojawił się w równaniach (1) i (4) z tego powodu, że liczności substratów maleją w
miarę upływu czasu i wielkościom tym (np. nO2 i nH2 ) przypisuje się wartość ujemną, dla od-
różnienia od wzrostu liczności produktów (np. nH2O), które to wyrażenia przyjmuje się jako do-
datnie.
Dokładne zdefiniowanie szybkości reakcji wymaga zastosowania rachunku różniczkowego
czyli zastąpienia wyrażeń ni / t przez dni /dt co daje
v = dni / dt (5)
i
W równaniu (5), iloraz dni / określa się jako zmianę postępu reakcji d , którego wartość jest dla
i
wszystkich reagentów jednakowa, a szybkość reakcji można wtedy zdefiniować jako stosunek
zmiany postępu reakcji do czasu w którym ta zmiana nastąpiła.
v = d / dt (6)
i
Jeżeli reakcja zachodzi w stałej objętości, to zmiany liczności reagentów dni (lub ni ) są propor-
cjonalne do zmian stężeń molowych dci ( ci ) i szybkość reakcji można wyznaczyć z wyrażenia:
v = dci / dt ci / t (7)
i i
Reakcja chemiczna jest rezultatem wielu elementarnych reakcji zachodzących pomiędzy
poszczególnymi atomami czy cząsteczkami. Każda elementarna reakcja wymaga uprzedniego
zderzenia się biorących w niej udział cząstek (atomów, cząsteczek, jonów). Szybkość reakcji za-
leży więc od liczby zderzeń a ta od stężeń reagentów ci. Przedstawia to równanie kinetyczne o
ogólnej postaci:
v = k cA · cB · · · (8)
Wykładniki potęgowe , noszą nazwę rzędu reakcji względem odpowiednich reagentów A, B,
natomiast suma + + · · · daje ogólny rzÄ…d reakcji. Współczynnik k jest okreÅ›lany jako staÅ‚a
szybkości reakcji.
Nie wszystkie zderzenia cząstek kończą się ich przereagowaniem. Aby było to możliwe,
zderzające się cząstki muszą mieć na tyle dużą energię by mogły pokonać odpychanie ich chmur
elektronowych i zbliżyć się do siebie tak blisko aby utworzyć jedną dużą cząstkę zwaną komplek-
sem aktywnym. Energię tą, określoną dla jedne-
go mola substancji i mierzoną względem prze-
Kompleks aktywny
E
ciętnej w danych warunkach energii substratów,
nazywa siÄ™ energiÄ… aktywacji, Ea. W kompleksie
Ea
aktywnym zachodzi częściowe przegrupowanie
Ea
elektronów prowadzące do utworzenia nowych
Substraty
wiązań chemicznych kosztem osłabienia innych,
"Hr
występujących w substratach. Kompleks aktywny
jest bardzo nietrwały i szybko rozpada się na
Produkty
produkty reakcji lub też z powrotem na substraty.
Fakt istnienia energii aktywacji objawia się często
Droga reakcji
jako konieczność zainicjowania reakcji np.
Przebieg energetyczny reakcji egzotermicznej.
podczas zapalania gazu energia aktywacji po-
Ea  energia aktywacji,
"Hr  energia reakcji
chodzi od zapalonej zapałki lub iskry elektrycznej.
Ea  energia aktywacji reakcji odwrotnej
W miarę wzrostu temperatury rośnie ener-
gia wszystkich cząstek, co powoduje wzrost liczby zderzeń aktywnych kończących się reakcją, a
tym samym wzrost szybkości reakcji. Według przybliżonej reguły, podwyższenie temperatury o 10
K powoduje 2 4 krotny wzrost szybkości reakcji. W równaniu kinetycznym reakcji (8) wpływ tem-
peratury uwzględnia się poprzez temperaturową zależność stałej szybkości reakcji.
2
Prawdopodobieństwo zderzenia się cząstek prowadzące do utworzenia kompleksu aktyw-
nego jest tym mniejsze im większa liczba cząstek musi wziąć w nim udział. Praktycznie obserwuje
się reakcje w których następują jednoczesne zderzenia co najwyżej trzech cząstek  jest to reak-
cja elementarna trójcząsteczkowa. Bardziej prawdopodobne są reakcje dwucząsteczkowe, znane
są także reakcje jednocząsteczkowe, których szybkość zależy od określonych przemian energe-
tycznych wewnątrz cząsteczek. Jeżeli z równania stechiometrycznego wynika, że w reakcji po-
winna wziąć udział większa liczba cząsteczek, to reakcja taka przebiega w kilku etapach z których
każdy jest jedną z wyżej wymienionych reakcji elementarnych. Poznanie wszystkich etapów po-
zwala na ustalenie pełnego mechanizmu reakcji.
Przemiana substratów w produkty może przebiegać różnymi drogami, według różnych me-
chanizmów reakcji. Z możliwości tej korzysta się szczególnie wtedy, gdy reakcja przebiega zbyt
wolno, lub z małą wydajnością żądanego produktu. Wprowadzenie do reakcji specyficznej sub-
stancji zwanej katalizatorem zmienia jej mechanizm przez co obniża się energia aktywacji i wzra-
sta szybkość. Prostym przykładem może tu być reakcja samorzutnego rozkładu nadtlenku wodo-
ru:
2 H2O2 = 2 H2O + O2
Reakcja ta przebiega wolno, o czym świadczy fakt, że roztwór nadtlenku wodoru wyraznie traci
swoje właściwości dopiero po dłuższym czasie. Jeżeli jednak doda się do tego roztworu jonów
jodkowych, nadtlenek wodoru rozkłada się prawie natychmiast, przy czym proces ten zachodzi w
dwóch etapach. Etap pierwszy to redukcja nadtlenku wodoru do wody przy jednoczesnym utle-
nianiu jonów jodkowych do jodanowych(I). W drugim etapie jony jodanowe(I) redukują się z po-
wrotem do jodkowych utleniajÄ…c przy tym kolejnÄ… porcjÄ™ nadtlenku wodoru do gazowego tlenu (z
wydzieleniem wody).
Reakcje powyższe ilustrują istotną cechę katalizatora jaką jest fakt, że nie zużywa się on w czasie
reakcji. Katalizator może być w tej samej fazie co reagenty (kataliza homogeniczna) lub w innej
fazie (kataliza heterogeniczna). W tym drugim przypadku katalizator przeważnie jest substancją
stałą, a reakcja przebiega pomiędzy substratami zaadsorbowanymi na jego powierzchni. Szyb-
kość reakcji zależy w takich przypadkach nie tylko od poprzednio przedstawionych czynników
(stężenia, temperatura), lecz także od wielkości powierzchni katalizatora oraz od szybkości dyfuzji
substratów do katalizatora oraz dyfuzji produktów od powierzchni katalizatora w głąb mieszaniny
reakcyjnej.
Reakcje z udziałem katalizatorów występują powszechnie w funkcjonowaniu organizmów żywych.
Specyficzne białka - enzymy pełnią rolę biokatalizatorów wielu procesów fizjologicznych (np. kata-
laza katalizuje wyżej przedstawiony rozkład nadtlenku wodoru). W wielu enzymach istotną rolę
pełnią jony metali, stanowiące aktywne centra na których zachodzą katalizowane reakcje.
Istnieją także substancje zwane inhibitorami, które spowalniają szybkość reakcji. Stosuje się je w
przypadkach kiedy zachodzi konieczność powstrzymania niekorzystnych procesów chemicznych
jak np. korozji metali i innych materiałów.
3
LITERATURA:
1. A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN 2001.
2. K.Skudlarski (Red.) Podstawy chemii. Ćwiczenia laboratoryjne, Wydawnictwo P.Wr. 1982.
3. I. Barycka, K. Skudlarski, Podstawy chemii, Oficyna Wydawnicza Politechnika Wrocławska, 2001.
Pytania kontrolne:
1. Czym zajmuje siÄ™ kinetyka chemiczna?
2. Jak definiuje się szybkość reakcji chemicznej?
3. Jaki jest wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznej?
4. Co to jest rzÄ…d reakcji?
5. Od jakich dodatkowych czynników zależy szybkość reakcji chemicznej w układzie heteroge-
nicznym?
6. Dlaczego nie wszystkie zderzenia cząstek substratów kończą się ich przereagowaniem?
7. Co to jest kompleks aktywny i jaka jest jego energia w stosunku do średnich energii substratów
i produktów?
8. Jakie są względne energie substratów i produktów w reakcjach egzo- i endotermicznych?
9. Jakie sÄ… podstawowe cechy katalizatora?
10. Jaki jest wpływ inhibitora na reakcję chemiczną.
11. Szybkość reakcji 2SO2 + O2 = 2 SO3 wyraża się równaniem kinetycznym . Jak
zmieni się szybkość tej reakcji, jeżeli do przeprowadzenia procesu, przy niezmienionej ilości
reagentów, zastosuje się naczynie o trzykrotnie mniejszej objętości.
12. Podaj przykład katalizy homogenicznej.
13. Jodowodór rozkłada się zgodnie z równaniem: 2HI(g) = H2(g) + I2(g). Obliczyć średnią szybkość
reakcji tworzenia H2 wiedząc, że stężenie molowe HI zmniejsza się od początkowego 100
mmoli/dm3 do 17 mmoli/dm3 po 500s.
14. Katalizator: a) przyspiesza osiągnięcie stanu równowagi, b) zmienia stan równowagi, c) bierze
udział w reakcji, ale nie zużywa się w jej trakcie, d) zmienia stałą równowagi reakcji. Wskaż,
które określenia są prawdziwe.
15. Narysuj profil energetyczny reakcji endotermicznej. Zaznacz energiÄ™ aktywacji (Ea) i energiÄ™
aktywacji reakcji odwrotnej (Ea ). Wskaż położenie kompleksu aktywnego.
16. Reakcja BrO3 + SO32 Br + SO42 przebiega według równania kinetycznego v = k[BrO3 ][
SO32 ]. (a) Uzupełnij współczynniki stechiometryczne reakcji; (b) Podaj ogólny rząd reakcji; (c)
Określ rząd reakcji względem SO32 .
17. Energia aktywacji Ea reakcji COCl2 = CO + Cl2 wynosi 221 kJ, a entalpia reakcji równa się 111
kJ. Narysuj wykres ilustrujÄ…cy przebieg energetyczny tej reakcji i zaznacz na nim reagenty i
podane energie.
18. W reakcji HCrO4 + HSO3 + H+ Cr3+ + SO42 + H2O (a) uzupełnij współczynniki stechiome-
tryczne; (b) napisz równanie kinetyczne wiedząc, że jest to reakcja I-ego rzędu względem jo-
nów HCrO4 i H+, a ogólny rząd reakcji wynosi 4.
4
WYKONANIE DOÅšWIADCZEC
Doświadczenie 1. Wpływ temperatury na szybkość reakcji
Materiały i odczynniki: 0,001M manganian(VII) potasu (KMnO4), 3 M kwas siarkowy(VI)
(H2SO4), 0,5 M szczawian amonu ( (NH4)2C2O4 ), Å‚aznia wodna, stoper (zegarek z se-
kundnikiem)
Przygotować dwie probówki i gorącą łaznię wodną (prawie wrzącą). Do jednej probówki
wlać 2 cm3 0,001 M manganianu(VII) potasu, 10 kropli 3 M kwasu siarkowego i 3 krople
0,5 M szczawianu amonu. Zawartość probówki szybko wymieszać, odlać połowę do drugiej
probówki, umieścić ją w łazni wodnej i rozpocząć pomiar czasu.
Zanotować czasy potrzebne do całkowitego odbarwienia roztworów w poszczególnych
probówkach.
Zapisać równanie reakcji (jonowo).
Oszacować wpływ temperatury na szybkość reakcji redukcji jonów manganiano-
wych(VII) podając ile razy czas potrzebny do odbarwienia roztworu w probówce
ogrzewanej był krótszy od czasu odbarwienia się roztworu w drugiej probówce.
Doświadczenie 2. Wpływ stężenia reagentów na szybkość reakcji
Materiały i odczynniki: 3 M kwas siarkowy(VI) (H2SO4), 0,5 M tiosiarczan sodu (Na2S2O3),
stoper (zegarek z sekundnikiem)
Przygotować trzy jednakowe probówki. Do pierwszej probówki wlać 4 cm3 wody i 1 cm3
0,50 M roztworu tiosiarczanu sodu. Do drugiej probówki wlać 5 kropli 0,5 M roztworu
Na2S2O3, a do trzeciej 2 krople 0,5 M roztworu Na2S2O3 i uzupełnić wodą obydwie pro-
bówki do objętości 5 cm3. Do wszystkich probówek dodać po 3 krople 3 M kwasu siarko-
wego(VI) i dokładnie wymieszać roztwory rozpoczynając równocześnie pomiar czasu, który
upłynie do momentu pojawienia się zauważalnego zmętnienia w poszczególnych probów-
kach. (zmętnienie łatwiej można zauważyć zaglądając do wnętrza probówki).
Zapisać równanie reakcji rozkładu jonów tiosiarczanowych w środowisku kwaśnym.
Przyjmując, że objętość pojedynczej kropli wynosi 0,05 cm3, oszacować wpływ stężenia
jonów tiosiarczanowych na szybkość reakcji.
Zrobić zestawienie  stężenie  czas reakcji dla trzech wykonanych eksperymentów.
Wyniki doświadczenia przedstawić w postaci wykresu 1/t = f([S2O32-]).
5
Doświadczenie 3. Wpływ obecności katalizatora lub inhibitora na
szybkość reakcji
Materiały i odczynniki: 5 % roztwór nadtleneku wodoru (H2O2), 1,0 M kwas fosforowy(V)
(H3PO4), stały jodek potasu (KI), środek pianotwórczy
Do trzech długich probówek wlać po 1 cm3 5 % roztworu nadtlenku wodoru i po jednej kro-
pli środka pianotwórczego. Do pierwszej probówki dodać 1 kroplę 1,0 M kwasu fosforowe-
go(V), do drugiej probówki dodać szczyptę stałego jodku potasu, po czym wszystkie pro-
bówki umieścić w łazni wodnej o temperaturze 60-70oC (przy tej temperaturze zaczyna być
wyraznie widoczne parowanie wody).
Oszacować szybkość rozkładu nadtlenku wodoru obserwując szybkość tworzenia piany
przez wydzielajÄ…cy siÄ™ tlen.
Określić charakter dodanych substancji (katalizator, inhibitor) ze względu na ich
wpływ na szybkość reakcji rozkładu przyjmując, że trzecia probówka zawierająca
jedynie roztwór nadtlenku wodoru pełni rolę odnośnika.
Napisać reakcję samorzutnego rozkładu nadtlenku wodoru oraz reakcje zachodzące w
obecności katalizatora.
Doświadczenie 4. Działanie biokatalizatora
Materiały i odczynniki: 5 % roztwór nadtleneku wodoru (H2O2), plasterek ziemniaka, mały
przedmiot metalowy (moneta)
Na plasterek ziemniaka położyć niewielki metalowy przedmiot (np. monetę) rozgrzany do
O
około 200 C. Po zdjęciu przedmiotu polać powierzchnię ziemniaka roztworem nadtlenku
wodoru.
Zaobserwować rozkład (pęcherzyki tlenu) nadtlenku wodoru katalizowany przez enzy-
my nie uszkodzone działaniem wysokiej temperatury.
Doświadczenie 5. Wpływ powierzchni reagentów na szybkość reakcji
Materiały i odczynniki: 2 M kwas solny (HCl), Zn (granulki oraz bardziej rozdrobniony)
Do dwóch probówek wlać po 1 cm3 2,0 M kwasu solnego. W pierwszej probówce umieścić
jedną granulkę cynku, w drugiej porównywalną ilość (w sensie masy) opiłek lub wiórków
cynku.
Porównać szybkość reakcji roztwarzania cynku w obu probówkach obserwując inten-
sywność wydzielania gazowego wodoru.
Napisać zachodząca reakcję.
6
Doświadczenie 6. Katalityczne utlenianie metanolu do metanalu (pokaz)
Materiały i odczynniki: metanol (CH3OH), siatka platynowa
Do zlewki o pojemności 250 cm3 wlać około 10 cm3 metanolu. Rozgrzać siatkę platynową
w utleniającym płomieniu palnika do czerwoności, wyjąć z płomienia i w momencie gdy
przestanie świecić, włożyć do zlewki i przytrzymać 2 3 cm nad powierzchnią cieczy w
zlewce. Po chwili siatka powinna się rozżarzyć ponownie pod wpływem ciepła reakcji utle-
niania metanolu (alkoholu metylowego) do metanalu (aldehydu mrówkowego). Nad zlewką
powinien być wyczuwalny zapach aldehydu.
Napisać reakcję katalitycznego utleniania metanolu tlenem z powietrza.
Doświadczenie 7. Wyznaczanie stałej szybkości reakcji
Materiały i odczynniki: 0,01 M siarczan(IV) sodu (Na2SO3) w 1% roztworze skrobi (roztwór
jest nietrwały i powinien być przygotowany krótko przed wykonaniem doświadcze-
nia), 0,02 M kwas jodowy(V) (HIO3), 5 zlewek o pojemności od 50 do 100 cm3, stoper
(zegarek z sekundnikiem)
Celem doświadczenia jest pomiar szybkości reakcji utleniania jonów siarczanowych(IV) przez
jony jodanowe(V). Proces ten przebiega w dwóch etapach:
Etap I: jony siarczanowe(IV) są utleniane do siarczanowych(VI) przez jony jodanowe(V) które re-
dukują się do jonów jodkowych. Reakcja ta przebiega powoli.
Etap II: w środowisku kwaśnym, jony jodkowe są utleniane do wolnego jodu przez jony jodano-
we(V) które redukują się także do wolnego jodu. Reakcja ta zachodzi bardzo szybko, a o jej
przebiegu świadczy zmiana barwy wywołana powstającym jodem (barwę można dodatko-
wo wzmocnić przez dodanie roztworu skrobi z którą jod daje kompleks molekularny skro-
bia-I2 o bardzo intensywnym, niebieskim zabarwieniu).
Ponieważ jony siarczanowe(IV) są w środowisku kwaśnym silniejszym reduktorem od jonów jod-
kowych więc reakcja etapu II nie zachodzi tak długo, jak długo w roztworze są jeszcze jony siar-
czanowe(IV). W momencie całkowitego zużycia jonów siarczanowych(IV) reakcja etapu II zaczyna
biec bardzo szybko, w wyniku czego roztwór w jednej chwili zmienia zabarwienie. Ta efektowna
reakcja nosi nazwę chemicznego zegara, który można  nastawić na określoną długość mierzo-
nego czasu poprzez dobranie odpowiednich stężeń reagentów, tak jak to wynika z równania (8).
Jeżeli doświadczenie będzie przeprowadzane przy ustalonym stężeniu jonów siarczanowych(IV)
to szybkość ich utleniania będzie zależeć od stężenia utleniacza czyli jonów jodanowych(V)
v = k[IO3 ]
Jeżeli przygotuje się kilka roztworów, w których zawartość jonów siarczanowych(IV) będzie taka
sama, to zmieniając stężenie jonów jodanowych(V) można zaobserwować różne czasy pojawienia
się niebieskiego zabarwienia, co świadczy o różnych szybkościach reakcji (czas trwania reakcji
jest odwrotnie proporcjonalny do średniej szybkości reakcji). Konstruując wykres zależności śred-
niej szybkości reakcji V (odwrotność czasu koniecznego do pojawienia się barwy) od stężenia jo-
7
nów jodanowych(V), można wyznaczyć stałą szybkości k z nachylenia otrzymanej prostej.
Wykonanie:
Do 5 zlewek wlać podane w tabeli ilości 0,01 M roztworu siarczanu(IV) sodu (roztwór ten
jest 0.1% względem skrobi) oraz wody.
Stężenie roztworu podstawowego kwasu jodowego(V) (lub odpowiednio zakwaszonego
kwasem siarkowym(VI) roztworu jodanu(V) potasu) wynosi 0,02 mol/dm3.
Roz- VNa2SO3 VH2O VHIO3 cHIO3 Czas reakcji Średnia szybkość re-
twór t [s] akcji V=1/t [s-1]
[cm3] [cm3] [cm3] [mol/dm3]
1 6,0 7,0 7,0
2 6,0 8,0 6,0
3 6,0 9,0 5,0
4 6,0 10,0 4,0
5 6,0 11,0 3,0
Zlewkę z roztworem  1 umieścić na kartce papieru, przygotować się do pomiaru czasu. W
innej zlewce przygotować odpowiednią objętość (według tabeli) 0.02 M roztworu kwasu
jodowego(V). Wlać szybko roztwór kwasu jodowego(V) do zlewki  1 i rozpocząć pomiar
czasu do chwili pojawienia się niebieskiego zabarwienia. Zawartość zlewki cały czas mie-
szać bagietką. Postępowanie powtórzyć dla pozostałych roztworów  2  5 . Wyniki umie-
ścić w tabeli.
Sporządzić wykres zależności szybkości reakcji V od stężenia jonów jodanowych(V).
Wzdłuż zaznaczonych punktów pomiarowych poprowadzić prostą tak, aby odchylenie
od niej wszystkich punktów było jak najmniejsze (patrz przykładowy wykres poniżej).
Z wykresu wyznaczyć średnią wartość stałej szybkości reakcji (k).
W sprawozdaniu umieścić zapis jonowy równań zachodzących reakcji.
V
a
k
b
a
b
[IO3-]
8


Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
6 sz1 instr
spalanie labor instr?rodynamika
Benedykt XVI 2007 07 07 list apostolski Summorum Pontyficum instr
Rch instr
opal instr
Lab transopt instr
Auto alarm Digital Tytan DS200 instr obslugi
zese wel wat edu pl dydaktyka pua instr PLL lato
OPEL EPC 01 2010 instr inst
instr mont blachprofil2
instr 12

więcej podobnych podstron