Общая и аналитическая химия. Лабораторный практикум

13. Гептаоксодихромат(VI) калия К2Сг2О7 (твердый и 10 % водный раствор).

14. Дихлорид магния MgCl2 (0.1 М и 10 % водные раство- ры).

15.Тетраоксосульфат(VI) меди(II) CuSO4 (10 % водный рас-

твор).

16.Тетраоксосульфат(VI) железа(II) FeSO4 (0,1 М и 10 % водный растворы).

17.Дихлорид бария BaCl2 (10 % водный раствор).

17.Дихлорид кальция CaCl2 (10 % водный раствор).

19.Тетраоксосульфат(VI) марганца(II) MnSO4 (0,1 М вод- ный раствор).

20.Дихлорид кобальта(II) CoCl2 (0,1 М водный раствор).

21.Тетраоксосульфат(VI) никеля(II) NiSO4 (0,1 М водный раствор).

Методика выполнения работы

I.5.1. Сравнительная растворимость тетраоксосульфатов

(VI) кальция и бария

В одну пробирку внести 5 капель раствора хлорида кальция СаС12, в другую – 5 капель раствора хлорида бария ВаС12. Затем в каждую пробирку добавить по 2-3 капли раствора серной кислоты. В обеих ли пробирках выпал осадок? Объяснить наблюдения, пользуясь значениями констант растворимости CaSO4 и BaSO4.

Добавить к пробирке с раствором хлорида кальция 2-3 кап- ли концентрированной серной кислоты. Наблюдать образование осадка и объяснить причину его выпадения.

I.5.2. Образование сульфидов железа(II) и меди(II) и их

растворимость в хлороводородной кислоте

В одну пробирку внести 2-3 капли раствора тетраоксосуль- фата(VI) железа(II), в другую – 2-3 капли раствора тетраоксо- сульфата(VI) меди(II). В каждую пробирку добавить несколько

20

капель раствора сульфида аммония [NH4]2S до появления осад- ков FeS и CuS. Затем прилить к осадкам немного хлороводород- ной кислоты. Какой из этих осадков растворяется? Составить уравнения реакций. Объяснить различие в растворимости осад- ков, используя значения KS.

I.5.3. Получение тетраоксохромата(VI) бария

Внести в пробирку 2-3 капли раствора хлорида бария ВаС12 и 5-6 капель раствора ацетата натрия CH3COONa. Затем приба- вить 4-6 капель раствора К2Сг2О7. При этом выпадает желтый осадок тетраоксохромата(VI) бария ВаСгО4, не растворимый в уксусной кислоте. Составить уравнение реакции.

I.5.4. Взаимодействие гидроксида магния с [NH4]Cl

В две пробирки внести по 2-3 капли раствора MgCl2. В одну пробирку добавить 5-6 кристалликов [NH4]Cl и, встряхивая, до- биться их растворения. Затем в каждую из пробирок добавить по 8-10 капель раствора аммиака. Объяснить, почему осадок выпа- дает в пробирке, в которой отсутствует [NH4]Cl.

I.5.5. Определение константы растворимости K2Cr2O7

Рассчитайте, сколько гептаоксодихромата(VI) калия нужно для приготовления 50 мл насыщенного при комнатной темпера- туре раствора, и возьмите это количество с избытком в 10 %. Взвешивание произведите на технохимических весах. В стакане емкостью 100 мл растворите навеску соли в 50 мл воды, нагрей- те раствор на электрической плитке до полного растворения со- ли и охладите до комнатной температуры. Почему выпадают кристаллы соли?

Дайте раствору отстояться и слейте часть жидкости над кристаллами в другой стакан емкостью 100 мл (следите, чтобы при сливании во второй стакан не попали кристаллы), измерьте температуру раствора.

21

Вымытую водой бюретку объемом 25 мл сполосните полу- ченным раствором два раза, закрепите ее в штативе, наполните раствором и установите его уровень на нулевое деление.

Небольшую фарфоровую чашку взвесьте на технохимиче- ских весах с точностью до 0,2 г. Налейте в нее точно 10 мл рас- твора из бюретки. Взвесьте чашку с раствором. Упарьте раствор досуха сначала на электрической плитке, а затем в сушильном шкафу при 150ºС (в течение ~ 20 мин). Снова взвесьте чашку с сухой солью. Из полученных данных рассчитайте:

массу соли, которая может быть растворена в 100 мл воды при данной температуре;

массу соли, которая содержится в 100 г насыщенного рас- твора при данной температуре;

массу соли, которая содержится в 1 л насыщенного рас- твора при данной температуре.

I.5.6. Тепловой эффект растворения

Рассчитайте количества следующих солей, нужные для при- готовления 50 мл децимолярных растворов роданида калия, триоксонитрата(V) аммония, безводного тетраоксосульфата(VI) натрия и его декагидрата Na2SO4 10H2O (глауберовой соли).

Налейте в стаканчик емкостью 100 мл 50 мл воды, измерьте ее температуру термометром. Затем всыпьте в нее соль, разме- шайте ее стеклянной палочкой и снова определите температуру. Как изменилась температура? Результаты измерений зафикси- руйте в журнале. Проделайте этот опыт со всеми вышеуказан- ными солями.

Начертите кривые зависимости растворимости этих солей от температуры в координатах S(T), используя табличные значения произведений растворимости указанных солей. Какова взаимо- связь между тепловым эффектом растворения вещества и изме- нением его растворимости с температурой? Как можно это объ- яснить, исходя из принципа Ле Шателье– Брауна?

22

Лабораторная работа № I.6

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ

Химическая кинетика – это раздел физической химии, изучающий закономерности, которым подчиняется развитие хи- мической реакции во времени. Химическая кинетика в первую очередь изучает скорость химической реакции (υ), которую определяют как изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени (τ):

aA + bB + cC + … → xX + yY + zZ + … (6.1)

В связи с этим различают среднюю скорость υср, опреде- ляемую в общем случае по выражению

где C – изменение концентрации вещества, Δτ – период време- ни, в течение которого произошло указанное изменение, и ис- тинную скорость химической реакции υ, определяемую в кон- кретный момент времени τ = τo по формуле

Скорость реакции зависит от целого ряда факторов, как-то:

природы реагирующих веществ;

концентрации реагирующих веществ;

температуры реакционной системы.

В соответствии с первым законом Гульдберга– Вааге ско- рость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна концентрациям реагирующих веществ, взятых в степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффици-

23

ентам в уравнении реакции. В соответствии с этим скорость прямой реакции (6.1) определяется по выражению

где C Aa , CBb , CCc – концентрации реагирующих веществ в кон-

кретный момент времени реакции τ. Температурная же зависи- мость константы скорости химической реакции KT (и соответст- венно, самой ее скорости) определяется выражением

где T – абсолютная температура в Кельвинах, R – молярная газо- вая постоянная, k – постоянная Больцмана, h – постоянная План- ка, DH ¹ и DS ¹ – энтальпия и энтропия активации реакции (6.1).

В том случае, когда один из реагентов находится в твердой фазе, скорость химической реакции зависит от общей поверхно- сти данного реагента или от степени его измельчения. При про- текании же реакции в газовой фазе скорость реакции определя- ется парциальными давлениями участвующих в ней реагентов.

На скорость реакции оказывает также влияние и наличие в реакционной системе определенных веществ, способных уско- рять или же, напротив, затормаживать данную реакцию. Изме- нение скорости химической реакции, происходящее под дейст- вием подобных веществ, получило общее название катализ, а вещества, способные вызывать указанное изменение – катали- заторы. Правда, термин катализатор обычно используют для веществ, введение которых в реакционную систему приводит к увеличению скорости реакции; вещества же, введение которых сопровождается ее снижением, получили название ингибито- ров. При этом и те, и другие, изменяя скорость реакции, к концу ее остаются неизменными по своему химическому составу и ко- личеству. Каталитические реакции, где катализатором или ин-

24

гибитором является один из продуктов реакции, называются

автокаталитическими или автокатализом.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ; в гомоген- ном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в одной и той же фазе, а при гетерогенном – в разных фазах. Ме- ханизм как гомогенного, так и гетерогенного катализа обычно заключается в образовании некоего промежуточного комплекса (реже – промежуточного соединения), дальнейший распад кото- рого определяет скорость и селективность всего процесса.

Цель работы: установление влияния концентрации реа- гентов, температуры и катализатора на скорость химических ре- акции и измерение каталитической активности различных ката- лизаторов.

Оборудование и реактивы

1.Пробирки.

2.Термометры.

3.Секундомер.

4.Барометр.

5.Триоксосульфидосульфат(VI) натрия Na2S2O3 (0,1 М вод- ный раствор).

6.Серная кислота H2SO4 (1 М и 2 М водный раствор).

7.Тетраоксоманганат(VII) калия KMnO4 (0,1 М водный рас-

твор).

8.Хлороводородная кислота HCl (2 М водный раствор).

9.Уксусная кислота CH3COOH (2 М водный раствор).

10.Щавелевая кислота H2C2O4 (5 % водный раствор).

11.Бромид калия KBr (2 М водный раствор).

12.Пероксид водорода H2O2 (30 % водный раствор).

13.Тетраоксосульфат(VI) марганца(II) MnSO4 (2 М водный раствор).

25

14.Гептаоксодихромат(VI) калия K2Cr2O7 (5 % водный рас-

твор).

15.Аммиак NH3 (10 % водный раствор).

16.Технохимические весы.

Методика выполнения работы

I.6.1. Влияние концентрации реагирующих веществ на ско-

рость реакции

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирую- щих веществ можно изучить на примере реакции взаимодейст- вия растворов тиосульфата натрия Na2S2O3 и серной кислоты при различных концентрациях тиосульфата натрия. Реакция протекает по схеме

Скорость реакции в данном случае определяется периодом времени от момента сливания растворов до момента появления опалесценции (визуально регистрируемого в виде легкого по- мутнения), связанного с образованием суспензии мелкодисперс- ной элементной серы. Чем меньше этот период, тем выше ско- рость реакции.

Опыт I.6.1.1. В пробирку внесите 5 мл 0,1 М раствора Na2S2O3 и 10 мл воды. Затем добавьте в нее 5 мл 1 М раствора H2SO4 и сразу же начните отсчет времени по секундомеру с мо- мента перемешивания растворов до начала помутнения – τ1.

Опыт I.6.1.2. В пробирку отмерьте 10 мл 0,1 М раствора Na2S2O3 и 5 мл воды. Затем добавьте 5 мл 1 М раствора H2SO4 и сразу же начните отсчет времени по секундомеру с момента пе- ремешивания растворов до начала помутнения – τ2.

26

Опыт I.6.1.3. В пробирку внесите 15 мл 0,1 М раствора Na2S2O3, добавьте 5 мл 1 М раствора H2SO4 и сразу же начните отсчет времени по секундомеру с момента перемешивания рас-

концентрацию тиосульфата натрия и величины τ1 , пропорцио-

нальные скорости реакции. Результаты занесите в табл. 6.1.

Таблица 6.1. Экспериментальные и расчетные значения

Постройте график зависимости скорости реакции от кон- центрации Na2S2O3, откладывая на оси абсцисс концентрацию Na2S2O3, а на оси ординат – величину, пропорциональную ско- рости. На основании полученного графика сделайте вывод о влиянии концентрации реагентов на скорость реакции. Напиши- те уравнение реакции взаимодействия Na2S2O3 с H2SO4 и выра- жение закона действующих масс для нее.

I.6.2. Влияние температуры на скорость реакции

Опыт I.6.2.1. Налейте в одну пробирку 5 мл раствора три- оксосульфидосульфата(VI) натрия Na2S2O3 , а в другую – 5 мл раствора H2SO4. Поместите обе пробирки и термометр в стакан с

27

водой комнатной температуры и через 5 мин запишите в табл. 6.2 показания термометра (t1) в градусах Цельсия. Не вынимая пробирку с раствором триоксосульфидосульфата(VI) натрия из стакана с водой, добавьте в нее содержимое пробирки с серной кислотой и начните отсчет времени по секундомеру с момента перемешивания до появления опалесценции (легкого помутне- ния). Запишите время протекания реакции при данной темпера- туре (τ1) в табл. 6.2.

Опыт I.6.2.2. Налейте в одну пробирку 5 мл раствора Na2S2O3, а в другую – 5 мл раствора H2SO4. Поместите обе про- бирки и термометр в стакан с водой. Стакан поставьте на элек- трическую плитку и нагрейте до температуры на 10ºС выше комнатной (t2 = t1 + 10ºС). Запишите в табл. 6.2 показания тер- мометра – t 2.

Не вынимая пробирку с раствором Na2S2O3 из стакана с во- дой, добавьте в нее содержимое пробирки с серной кислотой и начните отсчет времени по секундомеру с момента перемешива- ния до появления опалесценции (визуально регистрируемого в виде легкого помутнения). Запишите время протекания реакции при этой температуре τ2.

Опыт I.6.2.3. Налейте в одну пробирку 5 мл раствора Na2S2O3 , а в другую – 5 мл раствора H2SO4. Поместите обе про- бирки и термометр в стакан с водой. Стакан поставьте на элек- трическую плитку и нагрейте до температуры на 10ºС выше t3 ( t3 = t2 + 10ο С). Запишите в табл. 6.2 показания термометра – t 3.

Не вынимая пробирку с триоксосульфидосульфатом(VI) на- трия из стакана с водой, добавьте в нее содержимое пробирки с серной кислотой и начните отсчет времени по секундомеру с момента перемешивания до появления опалесценции (легкого

28

помутнения). Запишите время протекания реакции при данной температуре τ3.

Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции

для температур Т1 и Т2, Т2 и Т3, а также среднюю Еа. Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость реакции.

I.6.3. Влияние межфазной поверхности реагирующих ве-

ществ на скорость реакции в гетерогенной системе

Взвесьте на технических весах одинаковые навески кусочка триоксокарбоната(IV) кальция CaCO3 (мела) и порошка мела (приблизительно по 0,5 г). Налейте в две пробирки по 5 мл раз- бавленной хлороводородной кислоты и внесите в них одинако-

29