3. Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние изменения концентрации на химическое равновесие.

Примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа (III) FeCI₃ и роданидом калия KSCN:

Образующийся в результате реакции раствор роданида железа Fe(SCN)₃ окрашен в красный цвет. Интенсивность окраски раствора зависит от концентрации Fe(SCN)₃. По изменению интенсивности окраски можно судить о направлении смещения равновесия при изменении концентрации какого-либо из реагирующих веществ.

В пробирку внесите 2-3 капли концентрированного раствора хлорида железа FeCl₃, 2-3 капли концентрированного раствора роданида калия KSCN. . Полученный окрашенный раствор разведите дистиллированной водой до светло-коричневого цвета и разлейте в 4 пробирки. Одна из четырех пробирок с полученным раствором необходима для сравнения результатов опыта. В остальные пробирки добавьте следующие реактивы: в первую – 3-4 капли раствора роданида калия KSCN , во вторую – 3-4 капли раствора хлорида железа FeCl₃ , в третью – 1 шпатель кристаллического хлорида калия KCl. Пробирки встряхните. Сравните интенсивность окраски растворов в этих трех пробирках с интенсивностью окраски исходного раствора. Запишите свои наблюдения. Руководствуясь принципом Ле Шателье, укажите, в какую сторону сдвигается равновесие при добавлении в равновесную систему KSCN, FeCl₃ и KCl. Напишите выражение константы равновесия. Результаты опыта занесите в таблицу.

Таблица

Смещение химического равновесия

№ пробирки	Что добавлено в равновесную систему	Изменение интенсивности окраски	Направление смещения равновесия
1
2
3

Опыт 2. Влияние изменения температуры на химическое равновесие.

Налейте в пробирку 2 мл йодной воды (I₂) и добавьте 1-2 капли раствора крахмала. Разлейте содержимое на 2 пробирки. Нагрейте одну из пробирок. Исходя из принципа Ле Шателье, объясните, почему при нагревании окраска, появившаяся после добавления крахмала, становится менее интенсивной или даже совсем исчезает. Как меняется окраска системы после охлаждения нагретой пробирки? Равновесие системы можно условно изобразить следующим уравнением:

Крахмал + йод = окрашенное вещество; Н < 0 - реакция экзотермическая.

Сделайте выводы по 1 и 2 опытам.

Лабораторная работа № 5 растворы электролитов

Цель работы: Проведение и составление уравнений реакций ионного обмена в молекулярной и ионной формах, определение направления реакций ионного обмена.

1. Теоретическая часть

Растворимость – способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы. Растворимость выражается в весовых единицах, отнесённых к 100 г растворителя (г/100 г).

В таблице растворимости, где представлена растворимость солей в воде, растворимыми считаются соли, чья растворимость больше 10г на 100г воды, малорастворимые соли – растворимость менее 1г на 100г воды, практически нерастворимые соли – растворимость менее 0,01 г на 100г воды.

Электролитами называют вещества, диссоциирующие (распадающиеся) в растворе на заряженные частицы - ионы (положительно заряженные катионы и отрицательно анионы).

Растворы электролитов способны проводить электрический ток. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации.

Степень диссоциации α - это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества.

По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные, средней силы и слабые электролиты:

- сильные электролиты, те для которых α>30%, к ним относят практически все растворимые соли, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты – HNO₃, HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HClO₄

- электролиты средней силы, те для которых 3%<α<30%, к ним относят кислоты – H₃PO₄, H₂SO₃, HCOOH (муравьиная кислота)

- слабые электролиты, те для которых α<3%, к ним относят малорастворимые и нерастворимые соли и основания, кислоты - CH₃COOH, HNO₂, H₂S, HCN, H₂CO₃, H₂SiO₃, HF.