Экспериментальная часть
Опыт 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ
Для исследования предлагается реакция:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S↓ + H2O
Реакция в ионно-молекулярном виде:
S2O3-2 + 2Н+ = SO2 + S↓ + Н2О.
Прежде чем приступать к выполнению эксперимента, рассмотрите применимость закона действующих масс для данной реакции (для упрощения используйте уравнение реакции в ионно-молекулярном виде). Изобразите графически вид зависимости скорости реакции при увеличении концентрации тиосульфата натрия, условно обозначив ее как 1С, 2С, ЗС (при постоянной концентрации серной кислоты). Определите порядок реакции по тиосульфат-ионам. Обсудите также вид зависимости скорости реакции от концентрации серной кислоты и изобразите графически вид этой зависимости, если концентрацию тиосульфат-ионов считать постоянной. Укажите порядок реакции по ионам водорода.
Методика выполнения опыта
Приготовьте три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три пробирки налейте: в первую – 1 мл раствора Na2S2O3 и 2мл Н2О; во вторую – 2 мл Na2S2O3 и 1 мл Н2О; в третью – 3 мл того же раствора Na2S2O3. Затем в каждую пробирку добавьте по 1 мл раствора H2SO4 и измерьте время в секундах от момента добавления кислоты до появления первых признаков помутнения вследствие образования серы. Результаты опытов занесите в таблицу 1 и постройте график зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Исследуется полуэмпирическое правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса, графическое решение которого позволяет определить величину энергии активации реакции.
Методика выполнения опыта
В три пробирки налейте по 2 мл раствора Na2S2O3, каждую поставьте в стакан с горячей водой, соблюдая интервал температур воды в 100С, и через 3 – 5 минут измерьте температуру в стаканах термометром. Добавьте в каждую пробирку по 1 мл раствора H2SO4 и отметьте время от момента добавления кислоты до появления первых признаков помутнения. Результаты опытов внесите в таблицу 2 и постройте график, откладывая по оси абсцисс – температуру, а по оси ординат относительную скорость (величину, обратную времени).
Рассчитайте средний температурный коэффициент реакции, используя правило Вант-Гоффа в заданном интервале температур.
Для
графического расчета энергии активации
постройте зависимость
и по тангенсу угла наклона прямой
определите энергию активации данной
реакции.
Форма отчета к лабораторной работе Химическая кинетика
Цель работы: исследование зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры.
Краткие теоретические основы работы
Скоростью химической реакции называется
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Скорость реакции зависит от следующих факторов:
1._________________________________________________________________
2._________________________________________________________________
3._________________________________________________________________4._________________________________________________________________
Зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ описывается:
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Влияние температуры описывается:
______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Порядок реакции
____________________________________________________________________________________________________________________________________
Молекулярность реакции
____________________________________________________________________________________________________________________________________
Энергия активации реакции
__________________________________________________________________________________________________________________________________
измеряется_________________________________________________________
Опыт 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ
Исследуемая реакция: _____________________________________________
В ионном виде:_____________________________________________________
Закон действующих масс:___________________________________________
Вид теоретических зависимостей скорости исследуемой реакции от концентрации одного из исходных веществ при постоянстве второго:
Таблица1. Результаты эксперимента
Номер системы |
Количество мл реагентов |
Концентрация S2O32- |
Время появления мути, τ, с |
Относительная скорость V=100/τ, с-1 |
|||||
Na2S2O3 |
H2O |
H2SO4 |
|||||||
1 |
1 |
2 |
1 |
1С |
|
|
|||
2 |
2 |
1 |
1 |
2С |
|
|
|||
3 |
3 |
0 |
1 |
3С |
|
|
|||
Рис
1. Экспериментальная зависимость скорости
реакции от концентрации
тиосульфат-иона.
Вывод:
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Правило Вант-Гоффа: __________________________________________
Уравнение Аррениуса: ________________________________________
Таблица 2. Результаты эксперимента
Номер системы |
Температура |
1/T |
Время появления мути, τ, с |
Относительная скорость V=100/τ, с-1 |
ln v |
|||||
oC |
K |
|||||||||
1 |
|
|
|
|
|
|||||
2 |
|
|
|
|
|
|||||
3 |
|
|
|
|
|
|||||
Расчет температурного коэффициента:
=
, если
γ1 = |
γ2 = |
γ3 = |
Для графического расчета энергии активации постройте зависимость и по тангенсу угла наклона прямой определите энергию активации:
Рис.2 Графическое определение энергии активации
а) б)
Рис.3. Графики экспериментальной зависимости скорости реакции от температуры, а) - определение температурного коэффициента химической реакции; б) - энергия активации.
Расчет энергии активации:
____________________________________________________________________________________________________________________________________
Вывод:
Лабораторная работа № 5. Равновесия в водных растворах электролитов (4 часа) (Ионообменные реакции без изменения степеней окисления)
Цель работы: изучить основные типы ионообменных реакций на примерах гомогенных и гетерогенных равновесий, причины их смещения.
Контрольные вопросы:
1. Укажите основные причины направленного протекания ионных реакций. Приведите примеры для каждого случая.
2. Напишите уравнения реакция взаимодействия растворимых в воде карбонатов с сильными кислотами. Составьте ионные уравнения. Чем обусловлено протекание этих процессов.
3. Составьте уравнения образования малорастворимых веществ: PbCl2, HgSO4, BaSO4, Cr(OH)3.
4. Количественная характеристика кислотных и щелочных свойств растворов. Может ли быть рН равным 0, - 1, 15? Каким концентрациям водородных (и гидроксильных) ионов отвечает значение рН?
5. Какие соли и почему подвергаются гидролизу?
Теоретические основы работы
Химическое равновесие ____________________________________ __________________________________________________________________
Термодинамическое и кинетическое условия равновесия:____________ __________________________________________________________________
Виды химических равновесий:___________________________________ _______________________________________________________________
Количественная оценка состояния равновесия: _____________________ ________________________________________________________________
Связь между Кравн и свободной энергией: __________________________
Принцип смещения равновесия _________________________________ _________________________________________________________________ __________________________________________________________________
Типы ионообменных реакций (приведите примеры):
1) образование малодиссоциированных соединений (в том числе гидролиз) _________________________________________________________ _______________________________________________________________
2) образование труднорастворимых соединений __________________ _______________________________________________________________
3) образование прочных комплексных ионов _____________________ ________________________________________________________________
4) выделение газообразных продуктов ____________________________ _______________________________________________________________
Связь ПКИ и ПР при:
образовании осадка ______________________________________________
растворении осадка _________________________________________________
Экспериментальная часть
ПОМНИТЕ, ЧТО В ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫХ УРАВНЕНИЯХ ЧАСТИЦЫ ЗАПИСЫВАЮТСЯ В ФОРМАХ, СООТВЕТСТВЕННО ИХ СУЩЕСТВОВАНИЮ В РАСТВОРЕ: СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ В ВИДЕ ИОНОВ; СЛАБЫЕ – В ВИДЕ МОЛЕКУЛ; КРИСТАЛЛИЧЕСКАЯ ФАЗА ЗАПИСЫВАЕТСЯ СООТВЕТСТВЕННО СОСТАВУ МОЛЕКУЛЫ.
Опыт 1. Определение характера среды. Сравнение силы СН3СООН и HCl.
Определите рН следующих растворов: Н2О (дист), HCl (0,1 M); CH3COOH (0,1 M). Для этого в чистые сухие пробирки поместите по 0,5 мл исследуемых растворов и прибавьте 1 – 2 капли универсального индикатора. По цветной шкале окраски индикатора определите рН. Рассчитайте равновесные концентрации Н+ и ОН-. Сделайте вывод о характере диссоциации сильных и слабых электролитов. Опустите в пробирки с кислотами кусочек металлического цинка. Что наблюдаете? Результаты опыта представьте в таблице 1.
Таблица 1.
Описание процесса |
Сравниваемые кислоты |
||
HCl |
CH3COOH |
Н2О |
|
Уравнение диссоциации |
|
|
|
Константа диссоциации |
|
|
|
рН
|
|
|
|
[H+], [OH-]
|
|
|
|
Наблюдения |
|
|
|
Вывод:
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Опыт 2. Определение характера среды в реакциях гидролиза
С помощью универсального индикатора определите рН в растворах двух солей: 1 М растворов сульфата алюминия и натрия. Объясните различие рН. Сопоставьте полученные результаты. Составьте уравнения гидролиза в ионном виде. Назовите аналитический сигнал, указывающий на сдвиг равновесия. Какая существует зависимость между зарядом и размерами иона и его способностью к гидролизу? Результаты опыта сведите в таблицу 2.
Таблица 2.
№ |
Соединение |
рН среды |
Уравнение реакций и выражение констант гидролиза |
1
|
|
|
|
2
|
|
|
|
Вывод:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Опыт 3. Образование труднорастворимого соединения
Получите гидроксиды меди (II) и никеля (II). Для этого возьмите растворы соответствующих солей и раствор щелочи. Раствор щелочи прибавьте по каплям к раствору соли до образования заметного количества осадка. Объясните результат опыта и отметьте цвет осадка. Осадки сохраните для опыта 4.
Запишите ионные и молекулярные уравнения реакций. Сформулируйте условия протекания ионных реакций практически необратимо и до конца.
_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Вычислите ΔGх.р. и Кравн исследуемых реакций в стандартных условиях. Назовите аналитический сигнал, указывающий на сдвиг равновесия.
_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Вывод:
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Опыт 4. Реакции образования комплексных ионов
Слейте раствор над каждым из осадков, полученным в опыте 3. К осадку гидроксида меди прибавьте конц. раствор аммиака; к осадку гидроксида никеля – раствор NH4SCN до полного растворения осадка. Отметьте цвет образующихся растворов. Напишите молекулярные уравнения реакций. Назовите аналитический сигнал, указывающий на сдвиг равновесия.
__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Запишите уравнения первичной и вторичной диссоциации полученных комплексов и выражение констант нестойкости.
______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Вывод:
Опыт 5. Образование газообразных и летучих соединений
Внесите в пробирку 3 – 4 капли раствора карбоната натрия и такой же объем раствора серной кислоты. Назовите аналитический сигнал, указывающий на сдвиг равновесия. Запишите ионно-молекулярное уравнение реакции.
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Выводы:
Лабораторная работа № 6. Электрохимические процессы (2 часа)
Цель работы: познакомиться с процессами взаимопревращения химической и электрической энергий.
Рекомендации: повторите теорию окислительно-восстановительных процессов, условия самопроизвольного протекания химических реакций.
Важнейшие понятия: электрод, типы электродов, стандартный электродный потенциал, водородная шкала потенциалов, равновесный электродный потенциал, гальванический элемент, электрохимическая схема элемента, электродвижущая сила элемента, электролиз, анод (инертный и растворимый), катод, последовательность электродных процессов, выход по току, электрохимический эквивалент.
Следует уметь: определять тип электрода; составлять электрохимические схемы элементов с привлечением стандартных потенциалов; записывать уравнение реакций, протекающих на электродах; рассчитывать равновесный потенциал по уравнению Нернста, электродвижущую силу элемента; связывать ее со свободной энергией Гиббса; записывать уравнения реакций, протекающих на аноде и катоде при электролизе растворов и расплавов; проводить количественные расчеты, используя законы Фарадея.
Контрольные вопросы и задания
1.Что такое электрод?
2. Каковы причины возникновения электродного потенциала?
3. Почему одни металлы при погружении в раствор собственной соли заряжаются отрицательно, а другие положительно?
4. Вычислите с помощью формулы Нернста электродный потенциал цинка, погруженного в раствор его соли с концентрацией ионов Zn2+ 0,01 моль/л.
5. Определите потенциал водородного электрода, если концентрация ионов H+ в растворе равна 3,8 10-3 моль/л.
6. Охарактеризуйте окислительные свойства катионов водорода (H+) по отношению к металлам в нейтральной, щелочной и кислой средах.
7. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых цинк – отрицательный электрод, в другом – положительный.
8. Составлена концентрационная гальваническая цепь:
Pt, H2 / 0,001 н НСООН || 1н СН3СООН / Н2, Pt.
Константы диссоциации кислот равны: Кмуравьин = 1,77 10-4;Куксусн = 1,75 ·10-5. Определите ЭДС цепи.
9. Предложите гальванический элемент с максимально возможным ЭДС, пользуясь рядом стандартных электродных потенциалов. Укажите электродные процессы и приведите суммарную токообразующую реакцию.
10. Запишите схему электролиза водного раствора ZnSO4, анод – инертный.
11. При токе силой 2 А в течение 40 минут на катоде выделилось 4,54 г некоторого металла. Вычислите электрохимический эквивалент этого металла в г/(А ч).
12. Выход по току при получении металлического кальция при электролизе расплава хлорида кальция составил 70 %. Какое количество электричества надо пропустить через электролизер, чтобы получить 200 г кальция?