aЛабораторная работа №1 КИНЕТИКА ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Цель работы: изучить влияние различных факторов на скорость и равновесие физико-химических процессов. Экспериментальная часть 1. Название опыта: Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ 1.1. Ход и данные опыта Условие проведения опыта: Используем реакцию взаимодействия раствора иодата калия с раствором сульфита натрия в присутствии серной кислоты и крахмала (индикатора на свободный иод). Процесс взаимодействия протекает в несколько стадий. Суммарное уравнение реакции имеет вид , или в ионной форме . Считая началом реакции момент сливания растворов реагентов, а концом – момент выделения свободного иода (появление синей окраски), можно установить время реакции (τ) по секундомеру и определить относительную скорость реакции как 1/τ. Изменяя концентрацию раствора одного из реагентов, установили зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре. Для выполнения опыта использовали растворы: раствор А (0,002 н раствор иодата калия), раствор Б (0,02 н раствор сульфита натрия, содержащий в 500 мл 0,02 н раствора 50 мл 2 н раствора серной кислоты и 50 мл -ного раствора крахмала). Реакция проводится при постоянной температуре (комнатной), постоянной концентрации иодата калия (раствор А) и переменной концентрации сульфита натрия (табл.1, раствор Б). Порядок выполнения опыта: Используем мерный цилиндр и пронумерованные химические стаканы, раствор Б пяти различных концентраций согласно табл.1. Взяли 2 пробирки, в одну из них внес пипеткой 20 капель раствора А, в другую из стакана №1 – 20 капель раствора Б (первый вариант концентрации). Быстро слил растворы и одновременно включил секундомер (в процессе опыта пробирку не встряхивал). В момент появления синего окрашивания выключил секундомер. Данные внес в табл.1. Затем в том же порядке выполнил 2, 3, 4 и 5–й варианты опыта. Для каждого варианта рассчитал относительную скорость процесса (1/τ, с–1) и занес в табл.1.
Таблица 1 Номер стакана Объём, мл Относительная концентрация раствора Б (нормальность) Время , с Относительная скорость реакции
1.2. Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений Рассчитаем относительную скорость реакции во всех вариантах опыта по формуле . Данные внесем в таблицу 1.
Построим график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
В химической кинетике исходят из того, что реагируют только не частицы, которые сталкиваются. В любой системе число столкновений пропорционально числу имеющихся частиц, следовательно, скорость химической реакции должна быть пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ и с увеличением концентрации веществ должна увеличиваться. Что подтверждается ЗДМ: 1.3. Вывод В соответствии с ЗДМ и по результатом опыта установили, что изменение скорости химической реакции прямо-пропорционально изменению концентрации реагирующих веществ. Т.е. с увеличением/уменьшением концентрации увеличивается/уменьшается скорость химической реакции. 2. Название опыта: Зависимость скорости реакции от температуры 2.1. Ход и данные опыта Условие проведения опыта: Воспользуемся реакцией окисления щавелевой кислоты (H2C2O4) перманганатом калия (KMnO4) в присутствии серной кислоты. Уравнение реакции имеет вид
или в ионной форме . В кислой среде ион восстанавливается в ион , в результате цвет раствора изменяется: от красно-фиолетового цвета (цвет иона ) до бледно-розового (цвет иона при большой концентрации) или бесцветного (при малой концентрации). Реакция проводится при постоянной концентрации реагирующих веществ и переменной температуре (табл.2). Порядок выполнения опыта: Взяли 8 пробирок и поместили в 4 из них по 20 капель 0,1 н раствора H2C2O4. В остальные 4 пробирки внесите в каждую 20 капель KMnO4 и 20 капель концентрированной серной кислоты H2SO4 (строго соблюдали указанную последовательность сливания растворов). Охладили полученные смеси на воздухе (или под струей холодной воды) до комнатной температуры. Поместили пробирку с H2C2O4 и пробирку со смесью KMnO4 и H2SO4 в отверстие крышки, которой закрыт химический стакан, заполненный на 2/3 объема подогретой до 30 ºC водой. Контроль температуры осуществляйте с помощью спиртового термометра (пробирки и термометр не должны касаться дна стакана). Выдержали пробирки с растворами в течение 1,5 –2 мин, затем перелили содержимое пробирки с подкисленным перманганатом калия в пробирку со щавелевой кислотой, не вынимая последнюю из стакана. Отметили время по секундомеру с момента смешения растворов до полного их обесцвечивания и данные занесли в табл.2.
Таблица 2 Номер опыта Температура t, °C Время от начала реакции до конца, Относительная скорость реакции
2.2. Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений Рассчитаем относительную скорость реакции во всех вариантах опыта по формуле . Данные внесем в таблицу 2.
По правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры на каждые десять градусов скорость большинства химических реакции возрастает в 2-4 раза. В соответствии с результатами проводимого опыта мы рассчитали температурные коэффициенты для интервалов 30-40ºС, 40-50ºС, 50-60ºС и получили значение находящиеся в диапазоне от 2-4. Следовательно, для исследуемой реакции правила Вант-Гоффа выполняется. Температурный коэффициент скорости химической реакции λ зависит от природы реагирующих веществ и катализатора.
Построим, графи зависимости реакции от температуры.
При увеличении температуры увеличивается скорость реакции. Это обусловлена тем, что при расти температуры увеличивается число активных частиц, запас энергии которых равен или превышает энергию активации (min дополнительная энергия, которую необходимо сообщить средней энергии частиц, чтобы произошло взаимодействие), и как следствие увеличивается число активных соударений что и объясняет рост скорости химической реакции. 2.3. Вывод В ходе проведения опыта и по расчетным данным установили, что с роста температуры увеличивается скорость температуру реакции. 3. Название опыта: Зависимость скорости гетерогенной реакции от величины поверхности реагирующих веществ 3.1. Ход и данные опыта Порядок выполнения опыта: В две пробирки поместили одинаковое количество (по одному полному микрошпателю) мела и мрамора. По возможности одновременно долили в пробирки одинаковые объемы (2 – 3мл) 10 % ного раствора соляной кислоты. Наблюдали выделение газа в обеих пробирках. Отметили, в какой из пробирок выделение газа закончится раньше. 3.2. Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений Выделение газа закончилось быстрее в пробирке с мелом. Запишем уравнение реакции взаимодействия мела и мрамора с соленой кислотой, учитывая, что мел и мрамор имеют одинаковую химическую формулу:
Запишем выражение ЗДМ для каждой реакции:
Т.к. в реакции с мелом поверхность соприкосновения больше (мел -пористое вещество) то вероятность соударения частиц больше, т.е. реакционная способность мела в данном случае выше => 3.3. Вывод В течение времени проведения опыта убедились, что реакция проходит быстрее между теми веществами, S поверхность соприкосновения которых больше. 4. Название опыта: Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние равновесия 4.1. Ход и данные опыта Условие проведения опыта: Исследуем при постоянной температуре на примере реакции взаимодействия хлорного железа (FeCl3) с роданидом калия (KCNS): . Красное окрашивание роданида железа Fe(CNS)3 позволяет следить за сдвигом химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ. Порядок выполнения опыта: Нальём в химический стакан 5 мл 0,01 н раствора FeCl3 и добавьте 5 мл 0,01 н раствора KCNS (или NH4CNS). Полученный раствор разольём на 4 пробирки. В первую пробирку добавим 3–5 капель концентрированного раствора FeCl3, во вторую – 2–3 капли концентрированного раствора KCNS, в третью поместите немного твердого KCl (или NH4Cl), встряхнем пробирку, чтобы ускорить растворение соли. Сравним интенсивность окраски полученных растворов с цветом раствора в контрольной пробирке. Результаты наблюдений запишите в табл. 3
Таблица 3 Номер пробирки Добавленное вещество Изменение интенсивности окраски (ослаблениe, усиление) Направление смещения равновесия
4.2. Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений Запишем кинетическое условие равновесия:
Отсюда выведем выражение константы равновесия (Kc)
Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации, давления и наличия катализатора. Смещение химического равновесия объясняется неодинаковым изменением и вследствие изменения одного из условий (C,P,t°), при этом: если , то равновесие смещается “ → ” если , то равновесие смещается “ ← ” В ходе опыта в первых двух случаях мы увеличивали концентрацию исходных веществ, и равновесие смещалось в сторону продуктов реакцию В третьем случае мы увеличили концентрацию одного из продуктов реакции (KCL), и равновесие смещалось в сторону исходных веществ. Результаты опыта подтверждают принцип Ле Шателье: большое количество исходных веществ/продуктов реакции сместило равновесие в сторону продуктов реакции/исходных веществ, чем уменьшило воздействие большего количества исходных веществ/продуктов реакции. 5. Название опыта: Влияние температуры на состояние равновесия 5.1. Ход и данные опыта Условие проведения опыта: При взаимодействии иода с крахмалом образуется вещество сложного состава – иодокрахмал, синего цвета. Реакцию можно представить в виде . Изменение интенсивности синего окрашивания иодокрахмала позволяет следить за сдвигом химического равновесия при изменении температуры. Порядок выполнения опыта: В пробирку нальем 4 –5 мл раствора крахмала и добавим несколько капель 0,1 н раствора I2 до появления синего окрашивания. Разделим содержимое пробирки на две. Нагрейте одну пробирку с раствором, поместив её в стакан с горячей водой. Затем охладите её до комнатной температуры (под проточной водой), наблюдая в обоих случаях за изменением окраски растворов и сравнивая её с контрольной. 5.2. Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений При повышении температуры цвет раствора в пробирке светлеет, а при уменьшении становиться ярко-синий (голубой) относительно контрольной пробирке. При изменении температуры изменяется как прямая, так и обратная реакция, но в разной степени. Для определения направления смещения равновесия необходимо определить тепловой эффект процесса.
Если энергия активации прямой реакции больше энергии активации обратной, что характерна для эндотермической реакции ( ), то с увеличением температуры скорость прямой реакции увеличивается больше чем скорость обратной ( следствие из уравнение Аррениуса). Следовательно, повышение температуры увеличивает константу равновесия эндотермической реакции, т.к. увеличивается отношение . В нашем случае энергия активации прямой реакции, меньше энергии активации обратной, т.е. реакция экзотермическая ( ). С увеличением температуры скорость обратной реакции увеличивается больше, чем скорость прямой ( ). Следовательно повышение температуры уменьшает константу равновесия экзотермической реакции, т.к. отношение . 5.3. Вывод При равновесие смещается в сторону эндотермической реакции( ), а при в сторону экзотермической ( )
Лабораторная работа №2 ЭЛЕКТРОЛИТЫ. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Цель работы: изучить влияние различных факторов на степень диссоциации электролитов и характер гидролиза солей. Экспериментальная часть 1. Название опыта: Сильные и слабые электролиты. Зависимость степени диссоциации от природы электролита 1.1. Ход и данные опыта Порядок выполнения опыта: Нальем в стакан 150 мл дистиллированной воды, опустим в него соединенные с электрической лампочкой графитовые электроды таким образом, чтобы они не касались стенок и дна стакана, и присоедините их к источнику постоянного тока. Пропустим в течение 2–3 мин через систему электрический ток, установив на вольтметре напряжение 35–40 В. Наблюдаем, загорится ли лампочка. Отключим прибор. Повторим опыт в той же последовательности с 1 М растворами сахара, КОН, NaNO3 (объемы используемых растворов 150 мл). По яркости свечения электрической лампочки сделаем вывод об электропроводности исследуемых растворов. Узнаем какие из использованных веществ являются электролитами. Указанным выше способом исследуем электропроводность 1 М растворов СН3СООН и NH4OH (объемы используемых растворов 150 мл). Узнаем к сильным или слабым электролитам относятся гидроксид аммония и уксусная кислота. Сольем в один стакан по 75 мл указанных растворов и снова опустим электроды. Узнаем изменилась ли яркость свечения лампочки. Узнаем к сильным или слабым электролитам относится полученная при сливании растворов соль ацетат аммония СH3COONH4. Напишите уравнение реакции. Все данные из проделанных в опыте занесем в табл.1.
1.2. Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений Табл.1 Вещество Яркость свечения лампочки Электролит
(дистил.) лампочка не загорелась не электролит Раствор сахара лампочка не загорелась не электролит
загорелось ярко, через 3 мин. горит ярко сильный
загорелась ярко сильный
лампочка не загорелась слабый
горит тускло слабый
Горит тускло, но ярче чем в слабый
Электролиты условно делятся на сильные и слабые в зависимости от степени диссоциации ( ). : сильные : слабые Численное значение зависит от природы электролита, его концентрации в растворе, температуры и принимает значение, меньше или равные единице.
Запишем уравнения диссоциации исследуемых веществ, а для слабых электролитов также выражение и значения констант диссоциации ( ) 1) 2) 3) 4)
2. Название опыта: Смещение равновесия диссоциации слабого электролита 2.1.a) Ход и данные опыта а) Влияние разбавления раствора на степень электролитической диссоциации Условие проведения опыта: Для проведения опыта используем растворы уксусной кислоты различных концентраций: концентрированный, 1 М и 0,1 М. Порядок выполнения опыта: Нальем в стакан 150 мл концентрированной и накроем стакан крышкой с укрепленными в ней электродами. Подключим электроды, соединенные с электрической лампочкой, к источнику питания и пропускаем в течение 2–3 мин постоянный электрический ток. Наблюдаем, загорелась ли лампочка, отметьте яркость ее свечения. Отключим прибор, промоем электроды и стакан дистиллированной водой. Повторим опыт с 1 М и 0,1 М растворами уксусной кислоты. Все данные из проделанных в опыте занесем в табл.2.
2.2.a) Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений
Табл.2 Вещество Лампочка
(концентр) не горит
1м горит тускло
0,1м горит ярко
Усиление свечения лампочки при разбавлении раствора можно объяснить с помощью закона разбавления Оствальда: При (слабый электролит) это уравнение примет вид:
Отсюда видно, что с уменьшением молярной концентрации электролита (См) степень диссоциации возрастает ( ) => лампочка горит ярче. Т.к. См уменьшается равновесие диссоциации смещается “ ← ”. 2.1.б) Ход и данные опыта б) Влияние введения одноименных ионов на степень диссоциации слабых электролитов Порядок выполнения опыта: Нальем в 2 пробирки по 1–2 мл 0,1 н раствора гидроксида аммония NH4OH, добавьте в них по 1–2 капли раствора фенолфталеина. Запишем наблюдения. В одну из пробирок внесем микрошпателем небольшое количество хлорида аммония NH4Cl и встряхнем несколько раз до полного растворения кристаллов. Сравним цвет полученного раствора с цветом раствора в контрольной пробирке. 2.2.б) Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений При добавлении фенолфталеина в раствор цвет его стал фиолетовым. При добавлении в пробирку раствор обесцветился. Запишем уравнения диссоциации:
Фенолфталеин окрашивает щелочь ( ) в фиолетовый цвет. При добавлении в концентрации уменьшалось. Исходя из:
- уменьшилась, - увеличился => pH – уменьшился. Среда, стала нейтральной (слабощелочной), раствор обесцветился (фенолфталеин в нейтральной среде прозрачный). Если увеличить то среда станет сильнощелочной, и раствор также обесцветится. 2.1.в) Ход и данные опыта Порядок выполнения опыта: В две пробирки нальем по 1–2 мл 0,1 н раствора уксусной кислоты , добавим в них по 1–2 капли метилоранжа. Как окрасился индикатор под влиянием ионов водорода? В одну из пробирок внесем микрошпателем небольшое количество ацетата натрия и встряхнем пробирку до полного растворения соли. Сравните цвет полученного раствора с цветом раствора в контрольной пробирке. 2.2.в) Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений В пробирке с и метилоранжем цвет алый (цвет обусловлен кислотной средой). Добавив в пробирку наблюдали изменение цвета ( ста оранжевый). Запишем уравнения диссоциации:
Добавив в мы уменьшили , следовательно, увеличили . С повышением pH метилоранж меняет цвет от красного до желтого. Что и наблюдалось в ходе опыта. 3. Название опыта: Гидролиз солей. Образование кислых и основных солей при ступенчатом гидролизе 3.1.a) Ход и данные опыта: а) Реакция среды растворов солей Порядок выполнения опыта: В три пробирки нальем 4–5 мл дистиллированной воды, добавим 3–4 капли лакмуса. Одну из пробирок оставим в качестве контрольной, а в остальные добавим по одному микрошпателю солей NaCl и CuCl2, встряхнем несколько раз до полного растворения кристаллов. Как изменилась окраска индикатора при добавлении каждой соли? Растворы солей оставим для сравнения цвета растворов в следующем опыте. Все данные из проделанных в опыте занесем в табл.3. 3.2.а) Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений Табл.3. дистиллированная вода + цвет раствора лакмус синий лакмус NaCl синий лакмус
светло-коричневый (красноватый)
Окраска раствора лакмуса при растворении соли NaCl не изменилась, т.к. NaCl образован при нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, pH=7 (нейтральная среда). При добавлении имел место гидролиз по многозарядным ионам, идущей ступенчато через образование основных или кислых солей.
1) 2) В процессе гидролиза (обменные реакции взаимодействия растворенных веществ с водой) высвобождаются ионы водорода , которые и обуславливают, кислую среду раствора (pH<7). Лакмус в кислой среде имеет красный цвет, что и наблюдалось в ходе опыта. Процессы гидролиза солей сопровождаются выделением ионов или . Поэтому добавление кислоты к раствору соли, гидролиз которой проходит по катиону, т.е. с образованием , смещает равновесие обратимого процесса влево, процесс гидролиза подавляется. 3.1.б) Ход и данные опыта: б) Гидролиз карбоната натрия Порядок выполнения опыта: Нальем в пробирку 4–5 мл дистиллированной воды, добавим 3–4 капли лакмуса и 1–2 микрошпателя карбоната натрия Na2CO3, встряхните несколько раз до полного растворения кристаллов. Внимательно наблюдаем, выделяются ли при растворении соли пузырьки газа? В какой цвет окрасился раствор? Сравним цвет полученного раствора с цветом раствора в контрольной пробирке предыдущего опыта. 3.2.б) Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений При добавлении в раствор лакмуса цвет синим, и выпал осадок (среда щелочная). В данном случае имел место гидролиз по двухзарядному катиону.
1) 2) Характер среды щелочной (pH>7)- подтверждается экспериментом. По второй ступени гидролизу практически не происходит из-за накопление в растворе ионов , которые подавляют этот процесс. Поэтому при растворении в воде при растворении в воде углекислый газ не выделяется. 4. Название опыта: Влияние температуры на степень гидролиза солей 4.1.Ход и данные опыта Порядок выполнения опыта: Нальем в пробирку 1–2 мл дистиллированной воды и внесем в нее 2–3 микрошпателя . После растворения соли добавим 1–2 капли фенолфталеина. В какой цвет окрашивается раствор? Перельем половину объема раствора в другую пробирку и нагрем ее в стакане с горячей водой. Как изменяется окраска раствора при нагревании? 4.2.Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений Цвет раствора, в который добавили , стал светло-розовым. При повышении температуры раствора цвет стал насыщеннее.
Освободившиеся гидроксид ионы обуславливают щелочную среду раствора (pH>7) – подтвердилась на опыте (цвет раствора розовый). Все реакции нейтрализации идут с выделением теплоты. Следовательно, гидролиз – процесс эндотермический. Согласно принципу Ле Шателье повышение температуры для таких процессов способствует смещению равновесия вправо, т.е. усиливает гидролиз соли, концентрация ионов увеличилась.
