817

Министерство образования Российской Федерации

Сибирская государственная автомобильно-дорожная академия (СибАДИ)

Кафедра инженерной экологии и химии

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ

по общей и неорганической химии

Составитель Е.В. Шаповалова

Омск Издательство СибАДИ

2003

2

УДК 54 ББК 24

Рецензент зав. кафедрой химии ИВМ ОмГАУ, канд.хим.наук. И.Л. Наделяева

Работа одобрена редакционно-издательским советом СибАДИ в качестве лабораторного практикума по общей и неорганической химии для студентов специальности «Инженерная защита окружающей среды».

Лабораторный практикум по общей и неорганической химии // Сост. Е.В. Шаповалова – Омск: Изд-во СибАДИ, 2003, – 102 с.

Лабораторный практикум предназначен для студентов специальности «Инженерная защита окружающей среды». Он содержит краткое изложение теоретического материала по основным разделам общей и неорганической химии, методические указания по выполнению лабораторных работ, предусмотренных программой. В приложении содержатся справочные данные, необходимые для вычислений по результатам выполненных работ.

Табл. 11. Библиогр.: 8 назв.

Издательство СибАДИ, 2003

3

Лабораторная работа №1

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Химическая кинетика – это часть учения о реакционной способности веществ, изучающая закономерности протекания химических реакций во времени и факторы, влияющие на скорость химической реакции.

Скоростью химической реакции называют изменение количества реагирующих веществ в единицу времени. Скорость реакции зависит от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры, давления (если в реакции участвуют газообразные вещества), степени измельчения (для гетерогенных реакций), наличия и природы катализатора, примесей и т.п.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает закон действующих масс:

При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Так, для реакции nA + mB = C + D математическое выражение закона действующих масс имеет вид: = k [A]n [B]m.

Коэффициент пропорциональности k называется константой скорости реакции и зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора.

В уравнении закона действующих масс для гетерогенных реакций концентрация твердых веществ не учитывается, так как она является величиной постоянной и входит в значение константы скорости реакции. Например, для реакции CaO + CO2 = CaCO3

= k [CO2].

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ легко понять, исходя из молекулярно-кинетических представлений. Взаимодействие молекул – это результат столкновения активных молекул, а их число и частота столкновений зависят от концентрации реагирующих веществ. Активными называют молекулы, обладающие избыточной энергией, достаточной для преодоления энергетического барьера (энергией активации).

Зависимость скорости реакции от температуры приближенно характеризуется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры

4

на каждые десять градусов скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза.

Т2 Т1

10 ,

где 1 – первоначальная скорость; 2 – скорость после повышения температуры; - температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличилась скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов.

Повышение температуры не только ускоряет перенос веществ и учащает столкновение молекул, но и увеличивает эффективность столкновений, повышает число активных молекул.

Скорость химической реакции меняется в присутствии катализаторов и ингибиторов. Катализаторы – это вещества, которые в ходе реакции количественно не расходуются, но при этом увеличивают скорость реакции. Ингибиторы скорость реакции замедляют. Катализаторы и ингибиторы влияют на механизм химической реакции, изменяют величину энергии активации. Катализаторы образуют с одним из реагирующих веществ промежуточный комплекс (активированный комплекс), энергия образования которого намного ниже, чем энергия реакции без катализатора. За счет понижения энергии активации скорость реакции увеличивается. В зависимости от того, в одной или разных фазах находятся реагенты и катализатор, различают гомогенный и гетерогенный катализ.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции

Исследуем зависимость скорости реакции

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + S + SO2

от концентрации тиосульфата натрия Na2S2O3. Судить о скорости данной реакции можно по скорости помутнения раствора вследствие образования свободной серы.

Для проведения опыта приготовьте в трех пробирках равные объёмы растворов тиосульфата натрия различной концентрации, добавив в них указанные объемы реактивов (кроме серной кислоты). В пробирку №1 добавьте одну каплю 2Н раствора серной кислоты и определите время с момента добавления кислоты до появления едва

5

заметного помутнения раствора. То же самое проделайте с пробирками №2 и №3. Результаты опытов занесите в табл. 1.

Рассчитайте условную скорость реакции как величину,

обратную времени: = 1 . Начертите график зависимости скорости от

концентрации раствора тиосульфата натрия. Для этого на оси абсцисс отложите в определенном масштабе относительные концентрации раствора тиосульфата натрия (С, 2С и 3С), а на оси ординат – соответствующие им величины скорости реакции (в условных единицах). Запишите математическое выражение закона действующих масс для изучаемой реакции. Сделайте вывод о характере зависимости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции

Налейте в стакан объёмом 250 мл воды комнатной температуры. В данном случае стакан с водой будет играть роль простейшего термостата. В пробирку налейте немного 2Н раствора (примерно 2 – 3 мл) серной кислоты. В другую пробирку налейте 10 капель 1Н раствора тиосульфата натрия Na2S2O3. Обе пробирки поместите в стакан с водой. Измерьте температуру воды в стакане и заполните табл. 2. Через 5 минут после того, как пробирки с кислотой и раствором тиосульфата натрия были помещены в воду, не вынимая пробирку с раствором тиосульфата натрия, добавьте в нее одну каплю серной кислоты и заметьте время от момента прибавления кислоты до появления легкого помутнения раствора. Время запишите в табл. 2. Повторите опыт, повысив температуру воды в стакане-термостате сначала на 10, а затем на 20 градусов по сравнению с начальной температурой.

6

Таблица 2

Полученные результаты также внесите в табл. 2. Постройте график зависимости скорости реакции от температуры, откладывая по оси абсцисс температуру воды в термостате, а по оси ординат – скорость реакции (в условных единицах). Вычислите, подставив экспериментальные данные в уравнение Вант-Гоффа, средний температурный коэффициент для данной реакции. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.

Опыт 3.Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе

Возьмите два небольших одинаковых кусочка мела. Один из них положите на кусочек фильтровальной бумаги и стеклянной палочкой измельчите его в порошок. Полученный порошок поместите в одну пробирку, а целый кусочек – в другую. В обе пробирки одновременно добавьте одинаковое количество (10 – 20 капель) раствора соляной кислоты (плотность раствора 1,19 г/см3). Отметьте время полного растворения мела в каждом случае. Напишите уравнение реакции. Почему скорость растворения мела в этих двух случаях различна? Сделайте вывод о влиянии величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе.

Опыт 4.Влияние катализатора на скорость реакции

В две пробирки внесите по 10 капель 0,5Н раствора роданида калия KSCN и по 1 капле 0,5Н раствора хлорида трехвалентного железа FeCl3. Что наблюдается? В одну пробирку добавьте 1 каплю 1Н раствора сульфата меди CuSO4. В обе пробирки внесите по 10 капель 1Н раствора тиосульфата натрия. Наблюдайте различную скорость обесцвечивания этих растворов, которое происходит вследствие восстановления трехвалентного железа до двухвалентного

7

тиосульфатом натрия. Напишите уравнения реакций и все наблюдаемые эффекты. Учтите, что тиосульфат натрия окисляется до тетратионата натрия Na2S4O6. Какую окраску имеет Fe(SCN)2? Что являлось катализатором в данном опыте?

Лабораторная работа №2

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Химические реакции бывают обратимыми и необратимыми. Необратимые реакции идут только в одном направлении. Таких реакций немного. Примером необратимой реакции может служить реакция разложения бертолетовой соли:

2KClO3 = 2KCl + 3O2.

Обратимые реакции идут и в прямом, и в обратном направлениях. На практике приходится встречаться с реакциями, в которых преобладает реакция, идущая в одном направлении. Это бывает в тех случаях, когда продукты реакции удаляются из сферы реакции (выпадают в осадок в виде нерастворимого соединения, выделяются в виде газа, образуют практически недиссоциирующий продукт). В обратимых реакциях всегда наступает химическое равновесие. Это состояние характеризуется равенством скоростей

прямой и обратной реакций, то есть прямая = обратная. Рассмотрим, например, обратимую реакцию образования аммиака:

N2 + 3H2 = 2NH3.

При равновесии прямая= k1 [N2] [H2]3 = k2 [NH3]2 = обратная.

Выразим из этого уравнения отношение констант скоростей прямой и обратной реакций:

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций есть величина постоянная и называется константой химического равновесия. Для гетерогенных реакций концентрация твердых веществ не включается в выражение константы равновесия. Например, константа равновесия реакции горения угля С + О2 = СО2

равна К = [CO2 ].

[O2 ]

8

Всостоянии равновесия изменение энергии Гиббса равно нулю

иS. Химическое равновесие сохраняется только при постоянных внешних условиях. При изменении температуры, давления (если в реакции участвуют газообразные вещества) или концентрации реагирующих веществ равновесие нарушается, но через некоторое время снова устанавливается уже при новых равновесных концентрациях. Процесс изменения равновесных концентраций, вызванный нарушением равновесия из-за внешнего воздействия, называется смещением равновесия (сдвигом равновесия). Смещение равновесия подчиняется принципу Ле–Шателье.

Изменение одного из условий химического равновесия (температуры, давления, концентрации) вызывает смещение равновесия в направлении той реакции, которая противодействует этому изменению.

Согласно принципу Ле–Шателье, повышение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением тепла (эндотермической), понижение температуры – в сторону реакции, идущей с выделением тепла (экзотермической). Константа равновесия при этом не изменяется.

Увеличение давления в системе, где присутствует газ, смещает равновесие в сторону уменьшения объема газа, то есть в сторону реакции с образованием меньшего числа молекул газа. Уменьшение же давления смещает равновесие в сторону реакции с образованием большего числа молекул газа. Например, в системе N2 + 3H2 = 2NH3 для увеличения выхода аммиака нужно увеличить давление, а в системе N2 + O2 = 2NO , где число молекул газа в ходе реакции не изменяется, давление не влияет на смещение химического равновесия.

Увеличение концентрации исходных веществ увеличивает скорость прямой реакции, то есть сдвигает равновесие вправо, а увеличение концентрации полученных веществ (продуктов реакции) сдвигает равновесие влево, в сторону образования исходных веществ. Например, при обжиге известняка СаСО3 = СаО + СО2 нужно удалять углекислый газ из печи, чтобы ускорить обжиг.

Катализаторы не влияют на состояние химического равновесия, так как в равной степени ускоряют и прямую, и обратную реакции. В присутствии катализатора состояние равновесия просто достигается быстрее.

9

Экспериментальная часть

Опыт 1.Влияние изменения концентрации реагирующих веществ на смещение равновесия

Влияние изменения концентрации реагирующих веществ исследуем на примере обратимой реакции:

3KSCN + FeCl3 = Fe(SCN)3 + 2KCl.

В четыре пробирки внесите по 5 – 10 капель разбавленных растворов хлорида трехвалентного железа FeCl3 и роданида калия KSCN. Получившийся в результате реакции роданид железа придает раствору красный цвет. По изменению интенсивности окраски раствора можно судить об изменении концентрации роданида железа Fe(SCN)3, то есть о смещении равновесия. Одну пробирку с раствором сохраните в качестве контрольной для сравнения окраски, во вторую добавьте несколько кристаллов хлорида железа, в третью – кристалл роданида калия, в четвертую – несколько кристаллов хлорида калия. Отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае. Напишите выражение константы равновесия и сделайте вывод о направлении смещения равновесия при изменении концентрации реагентов, исходя из принципа Ле – Шателье.

Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие

При действии йода на крахмал образуется непрочное соединение сложного состава, окрашенное в синий цвет. Равновесие в этой системе можно условно изобразить следующим образом: крахмал + йод = окрашенное соединение + Q. Эта реакция экзотермическая, то есть идет с выделением тепла.

Для выполнения опыта в пробирку налейте 2 – 3 мл раствора крахмала и добавьте 2 – 3 мл йодной воды. Наблюдайте образование синей окраски раствора. Нагрейте пробирку. Объясните исчезновение синей окраски. Появляется ли окраска после охлаждения раствора? Сделайте вывод о влиянии температуры на смещение химического равновесия.

10