Лабораторный практикум по химии

Выполнение опыта. В пробирку поместить 3 - 5 капель 1 н. раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 и добавить 2 - 3 капли 2 н. раствора серной кислоты H2SO4.

Через некоторое время наблюдать помутнение раствора, вызванное выделением свободной серы. Реакция идет по уравнению

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O + S↓.

Время, которое проходит от момента сливания растворов до появления заметного помутнения, характеризует скорость реакции.

Повторить опыт, используя большие количества реагентов. Для

этого в три большие пробирки налить разбавленный (1:200) раствор Na2S2O3: в первую - 5 мл, во вторую - 10 мл, в третью - 15 мл. В первую пробирку добавить 10 мл воды, во вторую - 5 мл воды.

Втри другие пробирки налить по 5 мл разбавленной (1:200) серной кислоты.

Впробирки с Na2S2O3 прилить при помешивании по 5 мл

приготовленной H2SO4 и точно отметить (по секундной стрелке часов или секундомеру), через сколько секунд после приливания кислоты наблюдается образование мути в каждой пробирке.

Результаты записать в форму табл.1

Форма табл.1

Данные опыта по изучению зависимости скорости реакции от концентрации Na2S2O3

Результаты опыта представить графически, отложив скорость

реакции v = 1/τ на оси ординат, а концентрации растворов - на оси абсцисс.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции

Зависимость скорости большинства химических реакций от температуры описывается эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в 2 - 4 раза. Эта величина называется температурным коэффициентом реакции, или коэффициентом Вант-Гоффа и обозначается γ:

γ = kt +10 = 2 - 4 . kt

Закон Вант-Гоффа:

Правило Вант-Гоффа выполняется только для реакций, энергия активации которых лежит в пределах 84 - 170 кДж/моль. Оно было сформулировано на основе экспериментального изучения таких реакций

при относительно низких температурах (γ = 2 – 4).

Выполнение опыта. Приготовить три термостата, для чего три стаканчика объемом 200 - 250 мл наполнить на 2/3 водой и каждый стаканчик накрыть картонной крышкой с тремя отверстиями.

В одно отверстие каждого термостата поместить термометр, в другое - коническую пробирку с 2 н. раствором серной кислоты и опущенной в нее пипеткой, в третье - пробирку с 10 каплями 1 н. раствора тиосульфата натрия.

Первый стаканчик оставить на столе при комнатной температуре; второй и третий стаканчики поочередно поместить в водяную баню и нагреть второй стаканчик до температуры на 10 градусов выше, чем первый, а третий - на 10 градусов выше, чем второй.

Не вынимая пробирки с тиосульфатом натрия из термостатов, добавить в них по 1 капле 2 н. серной кислоты из того же термостата.

Отметить время от момента добавления кислоты до появления заметного помутнения раствора в каждом из термостатов. Время протекания реакций определять секундомером или метрономом.

Результаты записать в форму табл.2.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Форма табл.2

Данные опыта по изучению зависимости скорости реакции от температуры

Результаты опыта представить графически, отложив скорость реакции v = 1/τ на оси ординат, а температуру проведения опыта - на оси абсцисс.

Сформулировать вывод о зависимости скорости реакции от температуры для данного опыта. Определить температурный коэффициент скорости для данной реакции.

Опыт 3. Влияние катализатора на скорость химической реакции

а) Реакция разложения пероксида водорода

Пероксид водорода при нормальных условиях медленно разлагается на свободный кислород и воду:

2H2O2 = O2 + 2H2O.

Реакция замедляется при отсутствии освещения (в темноте) и ускоряется в присутствии диоксида марганца MnO2.

Выполнение опыта. В пробирку внести 3 - 5 капель 10%-ного раствора пероксида водорода. Отметить, что в обычных условиях заметного разложения пероксида водорода не наблюдается. К раствору пероксида водорода добавить несколько крупинок диоксида марганца. Отметить выделение пузырьков газа. Поднести к отверстию пробирки тлеющую лучинку. Какой газ выделяется?

Сделать вывод о влиянии катализатора на скорость реакции.

б) Реакция окисления тиосульфат-иона ионом железа (III)

Тиосульфат-ион медленно окисляется ионами железа (III) по следующей упрощенной схеме:

2Fe3+ + 2S2O32– ↔2Fe2+ + S4O62–.

Реакция каталитически ускоряется ионами меди (II).

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Выполнение опыта. В две пробирки поместить по 3 - 5 капель раствора хлорида железа (III) и 3 - 5 капель воды. В первую пробирку добавить 1 - 2 капли раствора сульфата меди. В обе пробирки добавить по 2 капли раствора тиосульфата натрия. В обеих пробирках появляется фиолетовая окраска комплекса железа (III) с тиосульфатом. Однако в первой пробирке окраска исчезает очень быстро, во второй же - медленно.

Опыт 4. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость химической реакции в гетерогенной системе

Выполнение опыта. Взять два одинаковых кусочка мрамора, один из них измельчить в порошок. Кусочек мрамора положить в одну пробирку, а порошок высыпать в другую. В обе пробирки одновременно добавить по 10 капель соляной кислоты. Наблюдать полное растворение мрамора. Отметить различную скорость выделения СО2 в обоих случаях. Написать уравнение соответствующей реакции.

Контрольные вопросы

1.Перечислите факторы, влияющие на скорость химических реакций, протекающих:

а) в гомогенной системе; б) в гетерогенной системе.

2.Сформулируйте закон действия масс и напишите его выражение для следующих систем:

а) 2SO2(г) + О2(г) = 2SO3(г);

б) 3SiH4(г) + 4NH3(г) = Si3N4(тв) + 12H2(г); в) CaCO3(тв) = CaO(тв) + CO2(г);

г) SiCl4(г) + 2H2(г) = Si(тв) + 4HCl(г).

3.Укажите физический смысл константы скорости реакции и от каких факторов она зависит.

4.Как изменится скорость прямой реакции 2СО + О2 = 2СО2 при повышении давления в системе в 2 раза?

5.Как изменится скорость прямой реакции 2SО2 + О2 = 2SО3 при увеличении концентрации SО2 в 2 раза?

6.Как изменится скорость реакции 2SО2 + О2 = 2SО3 при увеличении концентрации О2 в 3 раза?

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

7.Константа скорости реакции 2СО + О2 = 2СО2 при некоторой температуре равна 0,5. Начальные концентрации составляли для СО

2 моль/л, а для О2 4 моль/л. Определите скорость реакции в начальный момент и после того, как прореагирует 50% СО.

8.Как влияет температура на скорость химических процессов? Напишите уравнение Вант-Гоффа. Укажите физический смысл температурного коэффициента реакции.

9.Как изменится скорость реакции 2СО + О2 = 2СО2 при повышении температуры на 50 °С, если температурный коэффициент реакции равен 3?

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Работа № 3

Химическое равновесие

Большинство химических реакций обратимы, могут одновременно протекать в двух взаимно противоположных направлениях. Например:

H2 + I2 D 2HI.

С течением времени скорость прямой реакции vпр убывает, а обратной vобр - возрастает и в конечном счете они выравниваются. Состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называется состоянием подвижного химического равновесия. Это состояние количественно характеризуется величиной константы равновесия Kp, которая равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций: kпр / kобр = const = Kp.

Таким образом, отношение произведения молярных концентраций продуктов реакции к произведению молярных концентраций исходных веществ в момент подвижного равновесия есть величина постоянная, называемая константой равновесия (закон действующих масс для равновесных систем). Чем больше величина Kp, тем полнее протекает

прямая реакция. При Kp → 0 наблюдается практически полное отсутствие химического взаимодействия.

Опыт 1. Равновесие в растворе хлорида меди

В водном растворе ионы меди (II) образуют гексаквакомплексы [Сu(Н2О)6]2+, окрашенные в синий цвет. При добавлении галогенидионов молекулы воды последовательно замещаются с образованием ряда галогенидных комплексов, вплоть до [CuCl4]2–, желто-зеленого цвета. При разбавлении водой равновесие смещается в обратном направлении с образованием акваионов.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

В твердом виде безводный хлорид меди окрашен в изумруднозеленый цвет. Кристаллогидраты солей меди, например сульфат меди, окрашены в голубой цвет вследствие координации молекул воды ионом меди с образованием аквакомплексов.

Выполнение опыта. В пробирку поместить 5 - 6 капель раствора сульфата меди. Добавить равный объем раствора хлорида натрия. Голубая окраска переходит в желто-зеленую.

Смещение химического равновесия

При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций изменяются неодинаково: если в большей степени увеличивается vпр, то происходит сдвиг вправо; если vобр - сдвиг влево. Если vпр и vобр изменяются одинаково, значит, равновесие не нарушено. Таким образом, изменяя условия проведения реакции, можно смещать равновесие в нужную сторону, т.е. управлять течением химического процесса.

Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье: при изменении внешних условий в равновесной системе происходит сдвиг равновесия, направленный в сторону той реакции, которая противодействует произведенному изменению. Так, благоприятными условиями для получения максимального выхода

аммиака по реакции N2 + 3H2 D 2NH3 ( H = –80 Дж/моль) являются: увеличение концентрации исходных компонентов N2 или H2, понижение температуры и повышение давления.

Опыт 2. Влияние концентрации веществ на смещение равновесия обратимой реакции

Увеличение концентрации исходных веществ в состоянии равновесия приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции и увеличению концентрации продуктов реакции, и наоборот.

Смещение равновесия в растворе роданида железа

При взаимодействии ионов железа (Ш) с роданид-ионами образуется ряд комплексных соединений. Интенсивность окраски изменяется с увеличением числа лигандов от бледно-желтой для

[Fe(SCN)]2+ до кроваво-красной для [Fe(SCN)6]3–.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Увеличение концентрации ионов железа (Ш) или роданид-ионов приводит к усилению интенсивности окраски роданида железа. Уменьшение концентрации ионов железа (Ш) путем связывания их в хлоридный комплекс приводит к увеличению диссоциации роданида железа, а следовательно, к ослаблению окраски.

Выполнение опыта. В четыре пробирки внести по 5 - 7 капель 0,00025 н. растворов хлорида железа (III) и роданида калия; растворы перемешать. Пробирки поставить в штатив. Первую пробирку оставить в качестве контрольной, во вторую пробирку добавить 1 каплю насыщенного раствора хлорида железа (III), в третью - 1 каплю насыщенного раствора роданида калия, в четвертую - несколько кристалликов хлорида калия. Сравнить интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски раствора в контрольной пробирке.

Составить уравнение соответствующей обратимой реакции. Написать выражение константы равновесия. Указать направление смещения равновесия в каждой из пробирок.

Опыт 3. Влияние температуры на химическое равновесие

Повышение температуры приводит к смещению химического равновесия в сторону эндотермического процесса, сопровождающегося поглощением тепла, и наоборот.

а) Смещение равновесия в системе 2NO2 D N2O4

Диоксид азота существует в виде смеси бесцветного мономера NO2 и димера N2O4, имеющего бурую окраску. При изменении температуры наблюдается изменение их количественного соотношения, сопровождающееся изменением окраски от бледно-желтой до бурой.

Выполнение опыта. Взять две сообщающиеся колбы, заполненные диоксидом азота NO2, находящимся в равновесии с его димером N2O4. Одну колбу опустить в стакан с горячей водой, другую - в стакан с холодной водой. Наблюдать изменение цвета смеси газов в колбах. Отметить смещение равновесия в каждой колбе. Вынуть колбы из стаканов, отметить изменение окраски в этом случае. Объяснить результаты наблюдений, исходя из принципа Ле-Шателье.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

б) Смещение равновесия при нагревании кристаллогидрата ацетата натрия

При нагревании кристаллогидрата ацетата натрия происходят процессы дегидратации и взаимодействия ацетат-иона с водой (гидролиз):

CH3COONa + Н2О D СН3СООН + NaOH; CH3COO– + НОН D СН3СООН + OH–.

Раствор приобретает щелочную реакцию среды вследствие образования сильного основания NaOH.

Смещение равновесия можно проследить, пользуясь соответствующими индикаторами. Фенолфталеин, например, в щелочной среде имеет малиновую окраску, а в нейтральной и кислой - бесцветен.

Выполнение опыта. В пробирку поместить кристаллический ацетат натрия, прилить 5 - 6 капель воды и добавить 2 - 3 капли раствора фенолфталеина. Слегка нагреть пробирку, появится малиновая окраска. Охладить раствор, окраска исчезнет.

Опыт 4. Влияние реакции среды на смещение химического равновесия

Введение в равновесную систему ионов Н+, обусловливающих кислую реакцию среды, или ОН–, обусловливающих щелочную реакцию среды, приводит к смещению равновесия за счет их нейтрализации и образования слабодиссоциирующих молекул воды.

Смещение равновесия в системе хромат - бихромат

В растворах, содержащих шестивалентный хром, существует

равновесие:

2 CrO42− + 2H+ D Cr2O72− + H2O.

хромат-ион бихромат-ион (желтый) (оранжевый)

Изменение концентрации ионов водорода смещает это равновесие, что сопровождается изменением окраски. При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону образования бихромата: желтая окраска хромат-иона переходит в оранжевую окраску бихромат-иона.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

При добавлении щелочи происходит обратный процесс превращения бихромат-иона в хромат-ион с соответствующим изменением окраски.

Выполнение опыта. В пробирку поместить небольшое количество 10%-ного раствора K2Cr2O7. К этому раствору по каплям добавить раствор щелочи и наблюдать изменение окраски. Когда раствор станет желтым, добавить по каплям раствор серной кислоты, наблюдать появление оранжевой окраски. После этого снова добавить щелочи и получить желтую окраску.

Контрольные вопросы

1.Какие реакции называются обратимыми?

2.Укажите физический смысл константы равновесия и от каких факторов она зависит.

3.Напишите выражения констант равновесия для следующих реакций:

а) 2SO2(г) + О2(г) D 2SO3(г);

б) 3SiH4(г) + 4NH3(г) D Si3N4(тв) + 12H2(г); в) CaCO3(тв) D CaO(тв) + CO2(г);

г) SiCl4(г) + 2H2(г) D Si(тв) + 4HCl(г).

4. Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Укажите, в каком направлении сместится равновесие в системе

3SiH4(г) + 4NH3(г) D Si3N4(тв) + 12H2(г):

а) при повышении давления;

б) при увеличении концентрации NH3;

в) при увеличении концентрации H2; г) при снижении концентрации SiH4;

5. Укажите, в каком направлении сместится равновесие в системе

H2(г) + I2(г)D 2HI(г):

а) при повышении давления;

б) при увеличении концентрации HI;

в) при увеличении концентрации H2; г) при уменьшении объема.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com