Опыт № 2. Зависимость скорости гетерогенной реакции от величины активной поверхности реагирующих веществ

Реактивы и оборудование

1. Небольшие ( по 2-4 мм) кусочки мрамора СаСО_3.

2. Раствор соляной кислоты.

3. Фарфоровая ступка для измельчения кусочка мрамора.

4. Две пробирки.

Выберите два примерно одинаковых по размеру кусочка мрамора с линейными размерами 2 – 3мм. Один кусочек мрамора измельчите в ступке.

Налейте в две пробирки по 3 – 4 мл соляной кислоты и опустите в одну пробирку кусочек мрамора, в другую порошок мрамора. Зафиксируйте время начала реакции, наблюдайте за ее ходом и за выделяющимся углекислым газом. Пробирки периодически встряхивайте. Отметьте время окончания реакции в каждой пробирке по моменту, когда весь мрамор прореагирует, выделения диоксида углерода прекратятся.

Напишите уравнение реакции взаимодействия СаСО₃ с соляной кислотой.

Сравните время протекания реакции в первом и втором опытах, разделив t₂ на t₁.

Объясните результат и сформулируйте вывод о зависимости скорости гетерогенных реакций от величины активной поверхности реагирующих веществ. Ответьте, какими методами можно увеличить активную поверхность?

Опыт № 3 Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ

В пробирку налейте 2–3 капли раствора хлорида железа (III) FeCl₃ и столько же роданита калия и прилейте дистиллированной воды почти до верха. Подученный окрашенный раствор перемешайте и разлейте в четыре пробирки приблизительно поровну. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, во вторую добавьте немного раствора хлорида железа (III), в третью – немного роданита калия и в четвертую – несколько кристалликов хлорида калия. Сравнивая с контрольной пробиркой, определите изменение окраски растворов в остальных пробирках, сделайте вывод о направлении смещения равновесия в каждой из них.

Результаты наблюдений и выводы запишите в табл. 5.

Таблица 5

Смещение химического равновесия

№ пробирки	Что добавлено	Изменение интенсивности окраски (слабее, сильнее)	Направление смещения (вправо, влево)

Составьте уравнение реакции, объясните смещение химического равновесия, пользуясь принципом Ле Шателье. Составьте выражение константы равновесия данной реакции.

Вопросы для домашней подготовки

1. Как измеряется скорость гомогенной и гетерогенной химических реакций? Приведите математические выражения средней и истинной скорости гомогенной реакции и скорости гетерогенной реакции.

2. Приведите формулировку и математическое выражение закона действия масс.

3. Приведите формулировку и математическое выражение правила Вант-Гоффа.

4. Что такое константа равновесия? Приведите формулировку и математическое выражение на примере одной из обратимых реакций.

5. В чем особенность математического выражения константы равновесия для гетерогенной системы?

6. Сформулируйте принцип Ле Шателье.

7. Каким образом концентрация веществ влияет на химическое равновесие?

Упражнения

1. Составьте уравнения скорости прямой реакции для следующих систем:

а) 2SO_2(г)  2SO_3(г);

б) FeO_(т) + CO_(г)  Fe_(т) + CO_2(г).

2. Учитывая агрегатное состояние веществ в системе, составьте уравнения константы равновесия для реакций:

а) N_2(г) + O_2(г)  2NO_(г);

б) CaCO_3(т)  CaO_(т) + CO_2(г).

3. Во сколько раз увеличивается скорость химических реакций гри повышении температуры от 40 до 70°, если температурный коэф­фициент  равен 3?

4. В какую сторону сместится химическое равновесие при повышении температуры для следующих обратимых реакций:

а) 3 O_2(г)  2O_3(г) + Q;

б) H_2(г) + Br_2(г)  2HBr_(г) – Q.

5. В какую сторону сместится химическое равновесие при повышения давления в следующих случаях:

а) СН_4(г) + СO_2(г)  2СO_(г) + 2Н_2(г);

б) FeO_(т) + CO_(г)  Fe_(т) + CO_2(г).

6. Как изменится скорость прямой реакции 2СО_(г) + О_2(г)  2СО_2(г) при увеличении концентрации реагирующих веществ в 3 раза?

7. Образование аммиака из элементов протекает по уравнению

N_2(г) + 3Н_2(г)  2NН_3(г) + 91,96 кДж.

Как надо изменить давление и температуру, чтобы получить максимальный выход аммиака?

8. Рассчитайте константу равновесия системы

СО_(г) + Н₂О_(г)  СО_2(г) + Н_2(г), если равновесные концентрации равны

[СО] = 0,2 моль/л; [H₂O] = 0,1 моль/л; [CO₂] = 2 моль/л.

Введение 3

Техника лабораторных работ 4

Порядок работы 4

Реактивы и обращение с ними 4

Меры предосторожности при работе в лаборатории 4

Лабораторная работа №1 5

Определение молярной массы эквивалента магния 5

Краткие теоретические сведения 5

Количество вещества. Молярные массы 6

Молярный объем вещества. 7

Закон эквивалентов: 7

Экспериментальная часть 9

Расчет молярной массы эквивалентов магния 13

Вопросы для домашней подготовки 14

Упражнения 14

Лабораторная работа №2 18

Классы неорганических веществ 18

Краткие теоретические сведения 18

2. С основаниями (реакция нейтрализации): 23

H2SO3+2KOH=K2SO3+2H2O 23

3. С металлами: 23

H2SO4+Fe=FeSO4+H2 23

Экспериментальная часть 23

ОПЫТ №1. Идентификация кислот и оснований 23

ОПЫТ №2. Реакция нейтрализации 24

ОПЫТ №3. Получение средней и кислой солей 24

ОПЫТ №4. Получение основной соли и гидроксида кобальта 25

Вопросы для домашней подготовки 26

Упражнения 26

Лабораторная работа №3 28

Скорость химических реакций и химическое равновесие 28

Краткие теоретические сведения 28

Химическое равновесие и принцип Ле Шателье 31

Экспериментальная часть 33

Опыт № 1: Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации реагирующих веществ 33

Опыт № 2. Зависимость скорости гетерогенной реакции от величины активной поверхности реагирующих веществ 35

Опыт № 3 Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ 35

Вопросы для домашней подготовки 36

Упражнения 36

Введение 3

Техника лабораторных работ 4

Порядок работы 4

Реактивы и обращение с ними 4

Меры предосторожности при работе в лаборатории 4

Лабораторная работа №1 5

Определение молярной массы эквивалента магния 5

Краткие теоретические сведения 5

Количество вещества. Молярные массы 6

Молярный объем вещества. 7

Закон эквивалентов: 7

Экспериментальная часть 9

Расчет молярной массы эквивалентов магния 13

Вопросы для домашней подготовки 14

Упражнения 14

Лабораторная работа №2 18

Экспериментальная часть 22

ОПЫТ №1. Идентификация кислот и оснований 22

ОПЫТ №2. Реакция нейтрализации 23

ОПЫТ №3. Получение средней и кислой солей 23

ОПЫТ №4. Получение основной соли и гидроксида кобальта 24

Вопросы для домашней подготовки 25

Упражнения 25

Лабораторная работа №3 27

Скорость химических реакций и химическое равновесие 27

Краткие теоретические сведения 27

Химическое равновесие и принцип Ле Шателье 30

Экспериментальная часть 32

Опыт № 1: Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации реагирующих веществ 32

Опыт № 2. Зависимость скорости гетерогенной реакции от величины активной поверхности реагирующих веществ 34

Опыт № 3 Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ 34

Вопросы для домашней подготовки 35

Упражнения 35