Imię i nazwisko
Grupa
Szybkość reakcji chemicznej określa się jako zmianę molowego stężenia substratu lub produktu w jednostce czasu. Pomiary zmian stężenia substratu lub produktu reakcji w określonych odstępach czasu stanowią podstawę do określenia szybkości reakcji. Wynika z nich ,że szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń substancji reagujących. Stwierdzenie to można wyrazić równaniem
gdzie:
A, B - stężenie molowe substancji
k – współczynnik proporcjonalności, zwany stałą szybkości reakcji.
Dla danej reakcji chemicznej stała szybkości ma określoną wartość, niezależną od stężenia. Wartość k zmienia się pod wpływem temperatury oraz katalizatorów użytych w reakcji. Podwyższenie temperatury zwiększa znacznie szybkość reakcji. Wzrost temperatury o 100°C podwaja w przybliżeniu szybkość reakcji. Zmianę szybkości reakcji w wyniku ogrzania układu określa równanie Van’t Hoffa
Vt – szybkość reakcji przed ogrzaniem,
Δt – przyrost temperatury
Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznej często wyraża się współczynnikiem temperaturowym (η) Współczynnik temperaturowy waha się w granicach 2 ≤ ת ≤ 4, w procesach biochemicznych η sięga wartości 7. Wpływ temperatury na szybkość reakcji określa się praktycznie, badając zależność stałej szybkości reakcji od temperatury. W tym celu bada się szybkość reakcji w różnych temperaturach i z wykresu odczytuje się stałe szybkości reakcji.
Statystyka chemiczna zajmuje się stanami równowagi. Znamy wiele reakcji chemicznych, które nie przebiegają do końca. Ma to miejsce wówczas, gdy produkty reakcji nie opuszczają układu, lecz pozostają obok substratów niecałkowicie zużytych. Nagromadzone produkty reakcji mogą reagować ze sobą tworząc substraty
Jeśli szybkość reakcji w obu kierunkach zrównają się, to układ znajdzie się w stanie równowagi dynamicznej tzn. że stężenia składników układu nie ulegną zmianie w jednostce czasu. Układ może dojść do stanu równowagi z lewa na prawo lub odwrotnie.
Zależy to od początkowego stężenia reagentów A,B,C,D.
Wpływ zmiany warunków zewnętrznych na układ pozostający w stanie równowagi dynamicznej reakcji odwracalnych zbadał Le Chatelier-Brauna (1887) i sformułował w postaci zasady przeciwdziałania: każdy układ będący w stanie równowagi, poddany działaniu zewnętrznemu, ulega takim przemianom, by osłabić te działania. W reakcji syntezy jodowodoru przebiegającej wg równania
Wpływ ciśnienia na stan równowagi reakcji odwracalnej dla reagentów gazowych objawia się tylko przy zmianie liczby cząsteczek reagentów po obu stronach tego równania Na przykład w reakcji syntezy amoniaku
Po prawej stronie reakcji mamy dwie cząsteczki, po lewej cztery. Taki układ, poddany ściskaniu, chcąc je osłabić będzie kurczył się, a więc równowaga przesunie się na prawo w kierunku syntezy NH3, gdzie jest mniejsza liczba cząsteczek. W układzie niejednorodnym wpływ na szybkość reakcji ma rozdrobnienie (dyspersja) reagenta występującego w fazie stałej.
DOŚWIADCZENIE 1
Do trzech probówek wlałam jednakowe ilości KMnO4. Następnie dodałam po 10 kropli: do probówki pierwszej H2SO4 do drugiej CH3COOH. Do obu probówek dodałam szczyptę stałego siarczanu(IV) sodu. Trzecią pozostawiłam bez dodatków jako wzorzec. W otrzymanych roztworach obserwowałam zmianę zabarwienia porównując ze wzorcem.
WYNIKI:
W obu probówkach zaobserwowałam pojawienie się czarnego osadu
Do czterech zlewek o pojemności 25 cm3 wlałam jednakowe KMnO4 i 2-3 krople H2SO4. Do pierwszej zlewki dodawałam co 2s po kropli FeSO4 do całkowitego odbarwienia, (notowałam przy tym czas tej zmiany). Do drugiej zlewki dodawałam co 2s FeSO4 jednocześnie mieszając roztwór bagietką do całkowitego odbarwienia, notując przy tym czas trwania tej reakcji. Powtórzyłam doświadczenia w zlewkach 3 i 4, wydłużając czas wkraplania do 4s.
Do pierwszej zlewki dodałam FeSO4 - czas odbarwienia 3 minuty
Do drugiej zlewki dodałam FeSO4, co 2s mieszając - czas odbarwienia 1min 45
Do trzeciej zlewki dodałam FeSO4, co 4s - czas odbarwienia 6min
Do czwartej zlewki dodałam FeSO4, co 4s mieszając - czas odbarwienia 4min
Do dwóch probówek wlałam po 1/5 objętości: manganianu(VII) potasu i kwasu szczawiowego. Otrzymane roztwory zakwasiłam 2-3 kroplami kw. siarkowego. Do probówki drugiej dodałam kryształ siarczanu(VI) manganu(II), jednocześnie obserwowałam zmianę barwy roztworu.
Do dwóch probówek dodałam KMnO4 oraz H2C2O4, dodałam 3 krople H2SO4.Do probówki drugiej dodałam MnSO4. Barwa zmieniła się po 16s.
Do trzech probówek wlałam po 1/5 objętości: KMnO4 zakwaszonego 5 kroplami H2SO4 oraz po 2 cm3 kwasu szczawiowego. Następnie jedną z probówek ogrzałam w łaźni wodnej w temperaturze 353 K (80°C) do całkowitego odbarwienia notując czas przebiegu reakcji. Drugą probówkę ogrzałam w temperaturze 363 K (90°C) notując również czas przebiegu reakcji. Trzecią probówkę pozostawiłam jako wzorzec.
Do 3 probówek wlałam 1/5 KMnO4 , oraz 2 cm3 H2C2O4.W pierwszej probówce zabarwienie zmieniło się po 48 s W drugiej probówce zabarwienie zmieniło się po 42s.
Do trzech probówek wlałam tiosiarczan (VI) sodu i wodę destylowaną w następujących ilościach:
- probówka nr 1 – 3 cm3 Na2S2O3 i 6 cm3 H2O
- probówka nr 2 – 6 cm3 Na2S2O3 i 3 cm3 H2O
- probówka nr 3 – 9 cm3 Na2S2O3 i
Do otrzymanych roztworów dodałam po 1 cm3 kw. siarkowego(VI), notując czas do momentu pojawienia się pierwszego białego zmętnienia.
WYNIKI
Puchaczo_o