khimia_metodichka
.pdfсерной кислоты H2SO4. Определить время до начала помутнения. Внести показания в таблицу 3.2.
Приготовить 3-ю пробирку и повторить опыт, выдержав пробирку в
стакане с горячей водой (45-50 C).
Таблица 3.2
Результаты опыта №2
№ |
Число ка- |
Число |
Температура |
Время течения |
Условная |
|
скорость |
||||||
опы- |
пель 0,1н р- |
капель |
реакции |
реакции |
||
реакции V= 1/t, |
||||||
та |
ра Na2S2O3 |
H2SO4 |
t, оС |
t, сек |
||
|
|
|
|
|
усл. ед.(tc) |
|
1 |
10 |
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
10 |
1 |
|
|
|
|
3 |
10 |
1 |
|
|
|
По результатам опыта начертить график зависимости условной скорости реакции (υ) от температуры.
Сделать вывод о влиянии температуры на скорость химической реакции в гомогенной системе.
Опыт 3. Влияние катализатора на скорость реакции В качестве катализатора используйте 0,1М раствор медного купороса CuSO4·5Н2О.
|
|
|
|
|
Таблица 3.3 |
|
|
|
|
Результаты опыта №3 |
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
Число |
Число |
|
Время течения |
Условная ско- |
|
№ |
капель |
Число капель |
рость |
|||
капель |
реакции |
|||||
опыта |
0,1н р-ра |
CuSO4·5Н2О |
реакции V= 1/t, |
|||
H2SO4 |
t, сек |
|||||
|
Na2S2O3 |
|
усл. ед.(tc) |
|||
|
|
|
|
|||
1 |
10 |
10 |
0 |
|
|
|
2 |
10 |
10 |
1 |
|
|
|
3 |
10 |
10 |
2 |
|
|
|
4 |
10 |
10 |
3 |
|
|
|
В четыре пробирки налить по 10 капель тиосульфата натрия Na2S2O3, а в четыре другие - 10 капель серной кислоты H2SO4. Провести четыре опыта по взаимодействию тиосульфата натрия и серной кислоты при комнатной температуре: без катализатора, с одной, двумя и тремя каплями медного купороса. Катализатор добавлять в серную кислоту перед сливанием растворов реагентов. Данные опыта занести в таблицу 3.3.
21
Опыт 4. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе Взять 2 небольших и по возможности одинаковых кусочка мела
CaCO3. Один из них положить на фильтровальную бумагу и стеклянной палочкой измельчить его в порошок. Полученный порошок поместить в пробирку. Второй кусочек мела целиком опустить в другую пробирку. В обе пробирки одновременно добавить 15 капель хлорводородной кислоты HCl. Отметить время полного растворения мела в каждом случае.
Написать уравнение соответствующей реакции и сделать вывод.
22
Лабораторная работа №4
ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Теоретическая часть
Большинство реакций являются обратимыми, т.е. идущими в двух противоположных направлениях (прямом и обратном). Особенность таких реакций: они не протекают до конца, в системе всегда остается каждое из исходных веществ.
Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции υпр равна скорости обратной реакции υобр. Равенство υпр = υобр является кинетическим условием химического равновесия.
Химическое равновесие характеризуется постоянством величины энергии Гиббса системы GP,T. Равенство GP,T = 0 является термодинамическим условием химического равновесия.
Количественной характеристикой химического равновесия слу-
жит константа химического равновесия (К).
Для химической реакции, протекающей по уравнению, записанному в общем виде
aA bB cC dD
математическое выражение константы химического равновесия имеет вид
(4.1)
Константа равновесия при данной температуре - величина, показывающая то соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которые устанавливаются при равновесии. Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.
При изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) химическое равновесие нарушается. Процесс перехода системы от одного равновесного состояния к другому называется смещением химического рав-
новесия.
Направление смещения химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия. При увеличении температуры равновесие смещается в сторону реакции идущей с поглощением тепла - эндотермической.
23
При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо.
При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону образования исходных веществ , т.е. влево.
Если реакция протекает с участием газообразных веществ, то повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей. Понижение давления смещает равновесие в сторону увеличения общего числа молей газообразных веществ.
Например, равновесие системы:
N2 + 3H2 ↔ 2NH3; H = -46,25 кДж/моль а) при увеличении температуры сместится влево; б) при увеличении давления сместится вправо;
в) при увеличении концентрации азота сместится вправо.
Экспериментальная часть
Цель работы: изучить влияние различных факторов на положение химического равновесия
Опыт 1.
а) Влияние концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции на состояние химического равновесия
В результате обратимой реакции
FeCl3 + 3KSCN ↔ Fe(SCN)3 + 3KCl
образуется интенсивно окрашенное в красный цвет вещество роданид железа(III) Fe(SCN)3. Поскольку интенсивность окраски раствора зависит от концентрации окрашенного вещества, то судить о смещении равновесия в данной системе можно по изменению интенсивности окраски раствора.
Налить почти полную пробирку дистиллированной воды и добавить в нее по 1-2 капли концентрированных растворов хлорида железа(III) FeCl3 и роданида калия KSCN. Раствор перемешать и затем разлить содержимое в четыре пробирки. Первую пробирку оставить для сравнения, во вторую прибавить 2-3 капли хлорида железа (III) FeCl3, в третью 2-3 капли роданида калия KSCN, а в четвертую - несколько кристалликов хлорида калия KСl. Пробирки встряхнуть несколько раз. Сравнить интенсивность окрасок раствора во 2-й, 3-й и 4- й пробирках с окраской первой (контрольной) пробирки
Результаты наблюдения занести в таблицу 4.1.
Написать выражение константы равновесия. Объяснить влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия.
24
Таблица 4.1
|
|
Результаты опыта №1 |
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Заключениеоб изменении |
|||
|
|
|
|
концентрации компонентов |
|||
№ |
|
Цвет |
Направле- |
|
|
|
|
Содержание |
ниесмеще- |
|
|
|
|
||
проби- |
рас- |
|
|
|
|
||
пробирок |
ния |
|
|
|
|
||
рок |
твора |
|
KSCN |
3 |
|
||
|
|
3 |
KCl |
||||
|
|
|
равновесия |
FeCl |
Fe(SCN) |
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
1 |
конр.р-р |
|
|
|
|
|
|
2 |
к.р.+FeCl3 |
|
|
|
|
|
|
3 |
к.р.+КSCN |
|
|
|
|
|
|
4 |
к.р.+KCl |
|
|
|
|
|
|
б) Влияние концентрации продуктов реакции на состояние химического равновесия
Налить половину пробирки дистиллированной воды, добавить 2-3 капли гидроксида аммония NH4OH и 2 капли фенолфталеина. Раствор перемешать. Отметить цвет раствора. Наличие, каких ионов придает раствору окрашивание?
Написать выражение константы диссоциации слабого электролита NH4OH.
Разлить содержимое на две части. Первую пробирку оставить в качестве эталона, а к содержимому второй пробирки добавить несколько кристалликов хлорида аммония NH4Cl. Отметить изменение цвета раствора. Написать уравнение диссоциации NH4Cl. За счет каких ионов происходит смещение равновесия в данной системе, в каком направлении?
Опыт 2. Влияние температуры на состояние химического равновесия При взаимодействии йода с крахмалом образуется йод-крахмальное соединение сложного состава, имеющее синюю окраску. Реакция сопровождается выделением тепла. Равновесие данной системы можно условно представить схемой:
йод + крахмал [йод – крахмал], Н0<0
В пробирку налить 10 капель дистиллированной воды, 2-3 капли раствора йода и добавить 2-3 капли крахмала. Отметить появление синей окраски. Пробирку нагреть до кипения, затем охладить водой из-под крана. Зафиксировать наблюдения, сформулировать вывод.
25
Лабораторная работа № 5 РАСТВОРЫ
Теоретическая часть
Растворы являются важнейшей частью живой и неживой природы и играют значительную роль в науке и технике.
Раствор – многокомпонентная, однофазная, равновесная система переменного состава.
С точки зрения термодинамики все компоненты раствора равноценны. Однако на практике часто используют понятие растворитель и растворѐнное вещество. Компонент, который в данных условиях находится в том же агрегатном состоянии, что и раствор, считают растворителем, остальные составляющие раствора – растворенными веществами. В случае одинакового агрегатного состояния компонентов за растворитель обычно принимают компонент, преобладающий в растворе.
В зависимости от агрегатного состояния растворы могут быть твердыми (сплавы металлов, некоторые минералы) и жидкими (растворы щелочей, морская вода). Подробнее остановимся на жидких растворах, в которых растворитель - жидкость.
По типу взятого растворителя различают водные (растворитель - H2O) и неводные растворы (растворитель - бензол, хлороформ, ацетон и др.).
Важной характеристикой любого раствора является его состав, который выражается различными концентрациями, представленными в Таблице 5.1.
Концентрацию растворов можно установить различными методами. Химические методы анализа основаны на способности вещества вступать в химические взаимодействия. Физические методы основаны на измерении каких-либо параметров веществ (плотности, показателя преломления, угла вращения плоскости поляризации и т.д.). Физикохимические методы основаны на наблюдении за изменениями физических свойств веществ, которые происходят в результате химической реакции (колориметрия, кондуктометрия, потенциометрия, хроматография и т.д.).
Общими являются свойства растворов, которые зависят от концентрации растворенных частиц, но не зависят от их природы. Их называют коллигативными:
1.Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем; при этом, чем больше концентрация растворенного вещества, тем давление ниже (это свой-
26
ство описывает I закон Рауля). Насыщенный пар – это пар, находящийся в равновесии с жидкостью; Vисп=Vконд.
2.Растворы всегда кипят при температурах более высоких, а замерзают при более низких, чем чистый растворитель (это свойство описывает IIзакон Рауля).
3.Для растворов характерно явление осмоса (это свойство описывает закон Вант-Гоффа).
Таблица 5.1 Способы выражения концентраций растворов
Способы выражения концентраций |
Условные обозначения |
|||||||||||||||||||
w |
|
mв |
|
|
100% |
|
|
|
|
|
w - массовая доля, % |
|||||||||
mр |
|
|
|
|
|
|
(5.1) |
mв- масса растворенного вещества, г |
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
mр – масса раствора, г |
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
nв |
|
|
|
|
|
|
|
mв |
|
|
|
|
|||
С |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
ms – масса растворителя, кг |
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
V р |
|
|
|
|||||||||
|
|
|
|
V р |
|
|
|
|
M в |
|
|
(5.2) |
р – плотность, г/л |
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Mв – молярная масса растворенного |
|
|
|
|
|
|
|
nв |
|
|
|
|
|
mв |
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
вещества, г/моль |
||||||
СМ ms |
|
M в |
ms |
|
|
|
||||||||||||||
|
|
|
(5.3) |
С – молярная концентрация, моль/л |
||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
Сн |
|
|
n |
в |
|
|
|
|
m |
в |
|
|
СМ – моляльная концентрация, моль/кг |
|||||||
|
|
V |
|
|
|
M в V р |
f |
|
Сн – молярная концентрация эквива- |
|||||||||||
|
|
|
|
|
|
f |
|
р |
(5.4) |
лента, моль-экв/л |
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
nв |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
f – фактор эквивалентности |
|||||
nв |
ns |
|
|
|
|
(5.5) |
Vр- объем раствора, л |
|||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
- мольная доля |
|
T |
|
|
mв |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Т – титр, г/мл |
|||||
|
Vр |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
(5.6) |
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
По электрической проводимости растворы делятся на: растворы неэлектролитов, не способные проводить электрический ток (молекулярные растворы); растворы электролитов, проводящие электрический ток (ионные растворы, проводники второго рода).
Растворенные вещества делятся, в свою очередь, на неэлектролиты и электролиты. Неэлектролиты – это вещества, которые в растворе и расплаве не диссоциируют (не распадаются) на ионы. Электролиты – это вещества, которые в расплавах, воде и других полярных растворителях диссоциируют на ионы.
При растворении в воде или других растворителях кислоты, основания и соли подвергаются электролитической диссоциации, полностью или частично распадаясь на ионы. Отношение числа продиссоциированных молекул к числу растворенных называют степенью диссоциации. В зависимости от величины степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.
27
Сильные электролиты диссоциированы полностью, слабые - частично. Константы равновесия, описывающие диссоциацию слабых электролитов, называют константами диссоциации:
HClO H ClO
H ClO
КHClO 5 10 8
HClO
Вода является слабым электролитом, ее электролитическая диссоциация описывается уравнением:
H2O H OH
|
|
H OH |
(5.7) |
||
KH2O |
|
|
|
|
|
|
H2O |
|
|
||
|
|
|
|
|
|
Поскольку [Н2О] >> [Н+], [ОН-], то [Н2О] можно считать постоянной величиной и внести в константу. Тогда вместо (5.7) получаем
КW = [Н+]·[ОН-] |
(5.8) |
|||||
Выражение (5.8) называется ионным произведением воды. При |
||||||
комнатной температуре КW = 1·10-14. Отсюда для чистой воды при |
||||||
комнатной температуре имеет место соотношение: |
|
|||||
|
Н |
ОН |
|
10 7 моль/л |
(5.9) |
|
КW |
||||||
|
|
|
|
|
||
Для удобства количественной характеристики кислотных или щелочных свойств растворов введена величина, называемая водородным показателем (рН) – это отрицательный десятичный логарифм
концентрации ионов Н+:
рН= – lg[Н+] (5.10)
В нейтральной среде рН= – lg10-7 = 7; в кислой среде рН < 7, в щелочной среде рН > 7.
Экспериментальная часть
Цель работы: научиться определять, рассчитывать и готовить растворы различных концентраций.
Опыт 1 Приготовление раствора соляной кислоты заданной концентрации
Раствор готовится разбавлением более концентрированного раствора исходной кислоты. Концентрация исходной кислоты указана на этикетке бутылки. В соответствии с таблицей 5.2 по формуле (5.11) рассчитайте (с точностью до десятых долей миллилитра) объем исходной кислоты, необходимый для приготовления заданного количества кислоты. Проверьте правильность расчета, показав его преподавателю. Результаты вычислений внесите в таблицу 5.2.
28
Сн |
Сн0 V0 |
, |
(5.11) |
|
|||
|
V |
|
|
где Сн – молярная концентрация эквивалента кислоты, которую нужно приготовить, моль-экв/л; V - Объем кислоты, которую нужно приготовить, мл; V0 - объем исходной кислоты, необходимый для приготовления, мл; Сн0 - молярная концентрация эквивалента исходной кислоты, необходимой для приготовления.
Отберите раствор исходной кислоты в стаканчик и приступайте к приготовлению заданного раствора на своем рабочем месте. Раствор готовится в мерной колбе. Мерную колбу примерно наполовину заполните дистиллированной водой. Отберите вычисленный объем исходной кислоты в пипетку с помощью груши и перенесите кислоту в мерную колбу. Аккуратно доведите объем раствора до риски дистиллированной водой с помощью капельницы. Закройте колбу пробкой и, придерживая пробку пальцем, тщательно перемешайте, чтобы воздушный пузырь перемещался через всю колбу.
Таблица 5.2 Результаты опыта приготовления раствора кислоты
№ |
Объем кислоты, |
Концентрация кисло- |
Объем исходной |
рабочей |
которую нужно |
ты, которую нужно |
кислоты, необхо- |
группы |
приготовить |
приготовить |
димый для приго- |
|
V(к), мл |
Сн (к), моль-экв/л |
товления |
|
|
|
V0 (к), мл |
1 |
250 |
0,02 |
|
2 |
250 |
0,016 |
|
3 |
250 |
0,01 |
|
4 |
200 |
0,01 |
|
Опыт 2. Определение концентрации кислоты методом титрования (определение точности приготовления)
Перед началом титрования бюретку сполосните раствором щелочи, выданным для работы. Нормальность раствора щелочи указывается на этикетке бутылки.
Налейте раствор щелочи в бюретку несколько выше нулевого деления. Установите уровень щелочи (по нижнему мениску) на нулевом делении бюретки.
Проведите ориентировочное титрование. Для этого в пипетку с помощью груши наберите необходимый объем приготовленного раствора кислоты (см. табл. 5.3).
Из пипетки кислоту вылейте в коническую колбу для титрования, внесите туда 2-3 капли индикатора фенолфталеина. Из бюретки
29
небольшими порциями (по 0,2-0,3 мл) прилейте щелочь, постоянно перемешивая содержимое колбы кругообразными движениями. Титрование проведите на белом фоне, подложив под колбу лист белой бумаги. Как только раствор станет розовым, добавление щелочи прекратите, и запишите объем щелочи, пошедший на титрование. Этот объем может быть неточным, поэтому титрование надо будет повторить еще два-три раза. Каждый раз перед титрованием новой пробы кислоты подливайте щелочь в бюретку до нулевой отметки или до того уровня, с которого начали титровать в первом опыте. После каждого титрования объем щелочи с точностью до десятых долей миллилитра записывайте в таблицу 5.3. Эти объемы не должны отличаться более, чем на 0,1мл. Если результаты титрования отличаются на большую величину, титрование следует повторить. После окончания измерений вымойте колбы для титрования. Перелейте приготовленный раствор кислоты из мерной колбы в одну из колб для титрования и оставьте для следующего опыта. Мерную колбу вымойте.
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 5.3 |
|
|
|
Результаты титрования |
|
|
||||
|
Теоретическая |
Объем |
|
Средний |
Реальная |
|
||
№ |
Объем ще- |
концентра- |
|
|||||
концентрация |
кислоты, |
|
||||||
|
объем |
|
||||||
рабо- |
лочи, по- |
|
ция приго- |
|
||||
приготовлен- |
взятый |
|
|
|||||
щелочи, |
|
|||||||
чей |
шедший на |
товленной |
|
|||||
ной кислоты, |
для тит- |
|
||||||
|
|
|
|
|||||
груп- |
титрование, |
V (щ) , |
кислоты, |
|
||||
Снтеор(к), |
рования |
|
||||||
пы |
V(щ), мл |
|
мл |
Снреал(к), |
|
|||
моль-экв/л |
V(к), мл |
|
|
|||||
|
|
|
|
|
моль-экв/л |
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
1 |
0,02 |
20 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
2 |
0,016 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3, 4 |
0,01 |
40 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Рассчитайте нормальную концентрацию раствора кислоты (Снре- |
|
ал), используя закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с |
|
другом в эквивалентных |
количествах, т.е. число моль-эквивалентов |
щелочи, пошедшее на |
титрование (Nщ), равно числу моль- |
эквивалентов кислоты, взятой для анализа (Nк): |
|
Nщ = Nк |
(5.12) |
Поскольку число моль-эквивалентов растворенного вещества в |
|
данном объеме раствора V равно произведению объема раствора на его |
|
нормальность (N = V Сн, ), формула (5.2) преобразуется в: |
|
Vщ Сн(щ)= Vк Сн(к) |
(5.13) |
30 |
|