Экспериментальная часть

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 (К_д)

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

a = C(дис)/С(общ),

где С_дис – концентрация диссоциированных молекул;

С_общ – 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 К_д = 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

К_д = a² С

где: К_д - 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^-                  K_д¹ = 7,5×10^-3

2) H₂PO₄^- = H⁺ + HPO₄^2-                   K_д² = 6,3×10^-8

3) HPO₄^2- = H⁺ + PO₄^3-                  K_д³ = 1,3×10^-12          ______________________________________________________

H₃PO₄ = 3H⁺ + PO₄^3-   K_д = K^{1 ×} ×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.