Мегаобучалка Главная | О нас | Обратная связь  


Экспериментальная часть




Поможем в ✍️ написании учебной работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации

        реагирующих веществ

Описание опыта

Изучается влияние изменения концентрации одного из реагирующих веществ на скорость реакции. Изучаемая реакция:

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

Реакция идет в несколько стадий.

Na2S2O3 + H2SO4 ® H2S2O3 + Na2SO4 (быстро)

H2S2O3 ® S¯ + H2SO3 (медленно)

H2SO3 ® H2O + SO2 (быстро)

В результате реакции получается сера, образующая коллоидный раствор бледно-желтого цвета. Скорость реакции будет определяться скоростью лимитирующей (самой медленной) стадии, поэтому о ней можно судить по времени с начала реакции до появления осадка серы.

При постоянной температуре и концентрации кислоты скорость реакции будет пропорциональна концентрации тиосульфата натрия.

V = k×C(Na2S2O3)

где V - скорость реакции; k - константа скорости; C(Na2S2O3) - молярная концентрация тиосульфата натрия Na2S2O3.

Порядок выполнения  опыта

1. В три стакана налейте раствор Na2S2O3: в первый - 10 мл, во второй - 20 мл и в третий - 30 мл.

2. Прилейте дистиллированной воды: в первый стакан - 20 мл, во второй - 10 мл. В третий стакан воды не добавлять. Таким образом, если принять концентрацию Na2S2O3 в первом стакане за 1, то во втором она будет равна 2, а в третьем - 3.



3. Включите секундомер и одновременно прилейте в первый стакан при перемешивании 20 мл раствора H2SO4. Измерьте время появления серы и определите скорость реакции, как величину, обратно пропорциональную времени появления серы.

4. Тот же опыт проделайте с растворами во втором и третьем стаканах.

Результаты и их обработка

1. Результаты опыта запишите в таблицу. 

 

 

 

Стакан

1. Объем Na2S2O3, мл 1 2 3
2. Объем воды, мл      
3. Относительная концентрация Na2S2O3      
4. Время появления серы, сек      
5. Относительная скорость реакции, сек- 1      

 

2. Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации Na2S2O3. Для этого по оси ординат отложите скорость реакции, а по оси абсцисс - относительную концентрацию Na2S2O3. Сделайте вывод о характере зависимости скорости реакции от концентрации Na2S2O3.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Описание опыта

Изучается влияние изменения температуры на скорость реакции. Изучаемая реакция та же, что и в опыте 1. При этом концентрации и Na2S2O3, и кислоты сохраняются постоянными.

Порядок выполнения  опыта

1. Налейте в одну пробирку 5 мл раствора серной кислоты, а в другую - 5 мл Na2S2O3.

2. Обе пробирки поставьте вертикально в стакан с водой, примерно через 3 минуты измерьте температуру растворов термометром и запишите ее.

3. Слейте растворы кислоты и тиосульфата натрия, одновременно включите секундомер и измерьте время появления серы.

4. Повторите проделанный опыт, предварительно нагрев воду в стакане на 100.

 

 Результаты и их обработка

1. Запишите результаты измерений в таблицу:

 

 

Стакан

1. Объем Na2S2O3, мл 1 2
2. Объем кислоты, мл    
3. Температура 0С    
4. Время появления серы, сек    
5. Относительная скорость реакции, сек- 1    

 

2. Пользуясь формулой зависимости скорости реакции от температуры, рассчитайте температурный коэффициент реакции g.

Опыт 3. Смещение химического равновесия

Описание опыта

Изучается влияние на состояние химического равновесия изменения концентрации реагирующих веществ.

Опыт проводится на примере обратимой реакции

FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl

В результате прямой реакции образуется соль - роданид железа(III), Fe(SCN)3 - темно-красного цвета. Интенсивность окраски реакционной смеси зависит от концентрации Fe(SCN)3. Наблюдая за изменением окраски смеси при изменении концентрации реагирующих веществ, можно судить о направлении смещения химического равновесия в изучаемой системе.

Порядок выполнения  опыта

1. В стакане смешать по 10 мл 0,5 н растворов FeCl3 и KSCN.

2. Реакционную смесь, равновесие в которой устанавливается практически мгновенно, разлить в четыре пробирки. Первая пробирка является контрольной, для сравнения.

3. Во вторую пробирку добавить 2-3 капли насыщенного раствора FeCl3.

4. В третью пробирку добавить 2-3 капли насыщенного раствора KSCN.

5. В четвертую пробирку добавить несколько кристалликов KCl и раствор перемешать.

Результаты и их обработка

1. Наблюдения запишите в таблицу.

 

 

Пробирка                           

1. Цвет раствора до опыта 1 2 3 4
2. Какое вещество добавили        
3. Цвет раствора после добавления вещества        
4. Направление смещения равновесия        

 

2. Напишите уравнение изучаемой реакции и на основе принципа Ле Шателье объясните направление смещения равновесия в присутствии одноименного иона.

3. Оформите отчет по лабораторной работе № 2.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

 АМФОТЕРНОСТЬ. ИОННЫЕ РЕАКЦИИ

Цель работы: экспериментальная проверка положений теории электролитической диссоциации.

Оборудование: кристаллические вещества: Na2CO3, H2C2O4, Zn. Растворы: ZnCl2, NaOH (2н), HCl (2н), HCl (0,1н), Al2(SO4)3, H2SO4 (2н), Na2SO4, MgSO4, BaCl2, Na2CO3, K2CO3, CH3COOH (0,1н).

Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§ 81-88.

Теоретическая часть

 Электролиты - вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Неэлектролиты - вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток.

Распад электролитов на ионы при растворении или в расплаве называется электролитической диссоциацией. Например:

NaCl = Na+ + Cl-

CH3COOH = H+ + CH3COO-

Количественные характеристики процесса электролитической диссоциации - степень диссоциации (a) и константа диссоциации (Кд)

Степень диссоциации - отношение числа диссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул электролита в растворе или расплаве.

a = C(дис)/С(общ),

где Сдис – концентрация диссоциированных молекул;

Собщ – общая концентрация молекул электролита.

Константа диссоциации - константа равновесия процесса электролитической диссоциации (более точное название - константа ионизации).

Например,   для   0,1    моль/л  раствора  CH3COOH при  25 0С  a  = 32 %. Это означает, что из 10000 молекул CH3COOH, находящихся в растворе, 132 диссоциированы на ионы H+ и CH3COO-, а остальные 9868 молекул - недиссоциированы.

pK = lg Кд = 4,76

 

Электролиты, имеющие величину a, близкую к 100%, называются сильными, а имеющие a < 100% - слабыми.

Сильные электролиты - растворимые в воде соли (NaCl, Al2(SO4)3, BaCl2 и др.), щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH)2 и др.), многие минеральные кислоты (HCl, HNO3, H2SO4 и др.).

Слабые электролиты - некоторые минеральные и большинство органических кислот (HNO2, H2SO3, H2S, H2CO3, H2SiO3, HCN, H3PO4, CH3COOH, H2C2O4 и др.), гидроксид аммония NH4OH.

Для слабых электролитов выполняется закон разбавления Оствальда

Кд = a2 С

где: Кд - константа диссоциации, a - степень диссоциации, С - концентрация (в моль/л) слабого электролита.

Многоосновные кислоты, многокислотные основания, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато.

Например, H3PO4 диссоциирует в три ступени (три стадии):

1) H3PO4 = H+ + Н2PO4-                  Kд1 = 7,5×10-3

2) H2PO4- = H+ + HPO42-                   Kд2 = 6,3×10-8

3) HPO42- = H+ + PO43-                  Kд3 = 1,3×10-12          ______________________________________________________

H3PO4 = 3H+ + PO43-   Kд = K1 × ×К2 ×К3 = 6,14×10-22

Кислоты- электролиты, образующие при диссоциации катионы только одного типа - H+.

Щелочи - электролиты, образующие при диссоциации анионы только одного типа - ОН- (гидроксид-ионы). Электролиты, которые при диссоциации могут образовывать и катионы H+, и анионы ОН-, называются амфотерными.

К амфотерным электролитам относятся:

Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и некоторые другие.

Кислотно-основное равновесие в растворе амфотерного электролита (например, Sn(OH)2) можно представить в следующем виде:

 

                                     Sn(OH)2кр                                                 

                          - 2H2O ­¯ 

2H+ + Sn(OH)4]2-Û H2[Sn(OH)4] Û [Sn(OH)2р-р] Û Sn2+ +2OH-             по типу кислоты            + 2H2O        по типу основания

В соответствии с принципом Ле Шателье при увеличении концентрации ионов H+ (при добавлении кислоты) равновесие смещается вправо. В результате образуются соли, содержащие катион Sn2+:

Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O

 При увеличении концентрации ионов ОH- (при добавлении щелочи) равновесие смещается влево. В результате образуются соли, содержащие анионы [Sn(OH)4]2-  

Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]

Реакции между растворами электролитов называются ионными реакциями. Химическое равновесие в ионных реакциях смещено в сторону образования наименее растворимых веществ, летучих соединений или наименее диссоциирующих веществ.




Читайте также:
Организация как механизм и форма жизни коллектива: Организация не сможет достичь поставленных целей без соответствующей внутренней...
Генезис конфликтологии как науки в древней Греции: Для уяснения предыстории конфликтологии существенное значение имеет обращение к античной...



©2015-2020 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (152)

Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку...

Система поиска информации

Мобильная версия сайта

Удобная навигация

Нет шокирующей рекламы



(0.02 сек.)
Поможем в написании
> Курсовые, контрольные, дипломные и другие работы со скидкой до 25%
3 569 лучших специалисов, готовы оказать помощь 24/7