Общая химия. Учебное пособие
.pdfРабота 8. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИИ
1.Влияние природы реагирующих веществ на скорость химической реакции.
Для проведения опыта укрепить в штативе вертикально пробирку с газоотводной трубкой, свободный конец которой опустить в кристаллизатор с водой. Другую пробирку, заполненную водой, перевернуть вверх дном и опустить в кристаллизатор с водой. Пробирку с газоотводной трубкой заполнить на 2/3 объема 0,1н. раствором уксусной кислоты, затем внести туда 2-3 гранулы цинка, предварительно промытые водой и высушенные фильтровальной бумагой. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой, конец которой под водой подвести под отверстие пробирки с водой (следить, чтобы в пробирку не проник воздух, и чтобы не вылилась из нее вода). С помощью секундомера отметить время заполнения пробирки газом.
По окончании опыта вылить уксусную кислоту из пробирки, промыть цинк, высушить его фильтровальной бумагой. Провести опыт снова, заполнив пробирку на 2/3 объема 0,1н. раствором соляной кислоты.
Сравнить скорости взаимодействия с цинком соляной и уксусной кислот одинаковой концентрации и объяснить наблюдаемые явления.
2.Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
а) К 1 н. раствору тиосульфата натрия Na2S2O3 прилить 2 н. раствор серной кислоты H2SO4.
Наблюдать помутнение раствора, которое вызвано взаимодействием тиосульфата натрия и серной кислоты с выделением свободной серы:
Na2S2O3 + H2SO4→ Na2SO4 + SO2 + H2O + S.
Время, которое проходит от начала реакции до заметного помутнения раствора, характеризует скорость реакции.
б) В три большие нумерованные пробирки налить разбавленный (1:200) раствор тиосульфата натрия Na2S2O3: в первую – 5 мл, во вторую - 10 мл, в третью – 15мл. К содержимому первой пробирки добавить затем 10 мл воды, а второй - 5 мл воды. В три другие пробирки налить по 5 мл разбавленной (1:200) серной кислоты H2SO4. В каждую пробирку с раствором Na2S2O3 прилить при помешивании по 5 мл приготовленной H2SO4 и определить время с момента добавления кислоты до помутнения раствора в каждой пробирке.
41
Записать результаты в таблице 5.
Таблица 5
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
№ |
Объем |
Объем |
Объем |
Общий |
Услов- |
Время |
Скорость |
про |
р-ра |
H2O, |
р-ра |
объем |
ная |
протекания |
реакции в |
бир |
Na2S2O3, |
мл |
H2SO4, |
р-ра, |
концент |
реакции |
услов.един., |
ки |
мл |
|
мл |
мл |
-рация |
до |
υ= 1/τ |
|
|
|
|
|
|
появления |
|
|
|
|
|
|
Na2S2O3 |
мути,τ |
|
1 |
5 |
10 |
5 |
20 |
1С |
|
|
2 |
10 |
5 |
5 |
20 |
2С |
|
|
3 |
15 |
- |
5 |
20 |
3С |
|
|
Те же результаты изобразить графически, отложив на оси абсцисс условные концентрации Na2S2O3, а на оси ординат – скорости реакции υ= 1/τ.
Сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Согласуются ли ваши наблюдения с законом действия масс.
3.Зависимость скорости реакции от температуры
Для опыта взять разбавленные (1:200) растворы тиосульфата натрия и серной кислоты H2SO4.
В три большие нумерованные пробирки налить по 10 мл раствора тиосульфата натрия Na2S2O3. В другие три пробирки налить по 10 мл раствора H2SO4 и разделить их на три пары: по пробирке с раствором Na2S2O3 и H2SO4 в каждой паре.
Отметить температуру воздуха в лаборатории, слить вместе растворы первых двух пробирок, встряхнуть и определить время с момента добавления кислоты до помутнения раствора.
Две другие пробирки поместить в химический стакан с водой и нагреть воду до температуры на 10 0С выше комнатной. За температурой следить по термометру, опущенному в воду. Слить содержимое пробирок, встряхнуть и отметить время от слива до появления мути.
Повторить опыт с оставшимися двумя пробирками, нагрев их в том же стакане с водой до температуры на 20 0С выше комнатной. Записать результаты в таблицу 6:
42
|
|
|
|
|
Таблица 6 |
|
|
|
Зависимость скорости реакции от температуры |
||||
|
|
|
|
|
|
|
№ |
Объем |
Объем |
Температура, |
Время |
Скорость реакции |
|
про |
р-ра |
р-ра |
0С |
протекания |
в услов.един., |
|
бир |
Na2S2O3, |
H2SO4, |
|
реакции |
υ= 1/τ |
|
ки |
мл |
мл |
|
до появления |
|
|
|
|
|
|
мути,τ |
|
|
1 |
10 |
10 |
0С |
|
|
|
2 |
10 |
10 |
0С +100 |
|
|
|
3 |
10 |
10 |
0С +200 |
|
|
|
Составить график, иллюстрирующий зависимость скорости реакции от температуры для данного опыта. Для этого на оси абсцисс нанести в определенном масштабе значения температуры опытов, а на оси ординат – величины скорости реакции υ= 1/τ.
Сделать вывод о зависимости скорости химической реакции от температуры. Какие значения приобретает температурный коэффициент для большинства химических реакций?
4.Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ.
В небольшом стаканчике смешать по 10 мл 0,001 н. растворов хлорида железа (III) FeCl3 и роданида калия KSCN (или NH4SCN).Написать уравнение этой обратимой реакции и выражение константы равновесия для нее.
Полученный раствор разлить поровну в четыре пробирки. В первую пробирку добавить немного концентрированного раствора хлорида железа (III) FeCl3, во вторую - концентрированного раствора роданида калия KSCN, в третью - немного кристаллического хлорида калия KCl, четвертую оставить для сравнения. Сравнить цвет жидкостей в пробирках. По изменению интенсивности окраски судят об изменении концентрации роданида железа (III) Fe(SCN)3 , т.е. о смещении равновесия. Объяснить изменение цвета на основании закона действия масс. Сместится ли равновесие при разбавлении полученных растворов?
43
Вопросы и задания:
1.Чему равна константа скорости химической реакции? Каков физический смысл этой величины?
2.Написать математическое выражение скорости для следующих реакций: H2 + Cl2→2HCl
2H2 + O2→2H2O
CuO + H2→Cu + H2O
3.Как изменяется скорость реакции:
2NO + O2→2NO2
а) при увеличении концентрации NO в два раза; б) при одновременном увеличении концентрации NO и O2 каждой в три раза?
4.Равновесие реакции H2+I2↔2HI установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ [H2] =0,3 моль/л, [I2] =0,08 моль/л,[HI] =0,35 моль/л. Определить исходные концентрации йода и водорода.
5.Скорость образования HI из йода и водорода при 443 0С в момент, когда[H2] =[I2] =1, составляет 1,5∙10-2 моль/c. Скорость распада иодоводорода при той же температуре и при [HI] =1 составляет 3∙10-4 моль/c. Определить константу равновесия реакции при указанной температуре.
6.Определить константу равновесия реакции N2O4↔2 NO2, если исходная концентрация N2O4=0,02 моль/л и к моменту равновесия диссоциация его составляет 60%.
7.При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SO2 + O2↔2 SO3 составляли соответственно [SO2]=0,04 моль/л, [O2]=0,06моль/л, [SO3]=0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации оксида серы (IV) и кислорода.
44
Работа 9. ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ
В растворах электролитов реакции протекают между ионами, поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их уравнений в ионно-молекулярном виде. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а сильные электролиты – в виде ионов.
Например, реакции нейтрализации записываются так:
HCl + KOH → KCl + H2O – молекулярное уравнение
H + + OH – → H2O – ионно-молекулярное уравнение,
из которого следует, что сущность этого процесса сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов слабого электролита – воды.
Уравнения реакций:
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaNO3
сводятся к одному и тому же процессу образования малорастворимого вещества – сульфата бария: Ba2+ + SO42– → BaSO4↓
Эти примеры показывают, что ионообменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых веществ (осадков или газов) или молекул слабых электролитов:
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2 ↑
CO32− + 2H + → H2O + CO2 ↑
В тех случаях, когда малорастворимые вещества или слабые электролиты имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциирующих веществ. Например:
Mg(OH)2 ↓ + 2HCl → MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2 ↓ + 2H + → Mg 2+ + 2H2O
В этой реакции равновесие смещено в сторону образования более слабого электролита – воды, ионное произведение которой равно 10–14, тогда как ПР(Mg(OH)2) = 5,5∙10–12 . Доказательством этому служит расчет константы равновесия реакции (К). Реакция будет протекать в прямом
45
направлении, если К>1. Запишем константу равновесия для реакции в
ионном виде:
Mg(OH)2↓+ 2H + → Mg2+ + 2H2O
В выражение константы равновесия не входит концентрация твердого вещества и воды. Поэтому выражение константы можно преобразовать:
Умножим числитель и знаменатель дроби на [OH-]2 и получим следующее выражение:
Произведение в числителе дроби есть ничто иное как произведение растворимости гидроксида магния (ПР(Mg(OH)2), а в знаменателе – квадрат ионного произведения воды (Кw = [H + ]∙[OH - ] = 10 –14 ). Таким образом, константа равновесия ионообменной реакции имеет следующий вид: 
ПР(Mg(OH) 2 ) = 5,5∙10 –12 , К w = 10 –14 . Подставим приведенные значения в уравнение и получим значение константы равновесия:
следовательно, реакция будет протекать в прямом направлении.
В любом случае можно показать, что константа равновесия ионообменной реакции есть отношение константы (или произведения
констант) реагентов (ПР, К нест., Кд и т.д.) к константе (или произведения констант) продукта реакции с учетом стехиометрических коэффициентов
перед соответствующими веществами в ионном уравнении реакции. Например, для реакции:
CuS + 2HCl ↔CuCl2 + H2S
46
где КД (H2S) = КД1 – константа диссоциации H2S по первой ступени, КД2 – константа диссоциации H2S по второй ступени).
Образование и растворение осадков можно объяснить, пользуясь правилом произведения растворимости: осадок выпадает, когда произведение концентраций ионов превышает ПР; осадок растворяется, если произведение концентраций ионов не достигает величины ПР (концентрации ионов при вычислении их произведения берутся в степенях, равных коэффициентам перед формулами ионов в схемах диссоциации).
Экспериментальная часть
Целью работы является: 1) проведение необратимых и обратимых ионообменных реакций в водных растворах и 2) изучение влияния условий взаимодействия на состояние равновесия ионообменных реакций.
Опыт 1. Получение малорастворимых солей
1.Получение солей свинца (II). В две пробирки внести по 2–3 капли раствора нитрата свинца (II) и прилить в одну раствор йодида калия, в другую – хлорида натрия. Описать ход опыта и наблюдения, написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
2.Получение других малорастворимых солей. Пользуясь таблицей растворимости, подобрать реактивы, с помощью которых можно получить сульфид свинца (II), хромат бария, хлорид серебра (I). В пробирках смешать по несколько капель реактивов и наблюдать образование осадков. В отчѐте написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде и отметить окраску образовавшихся осадков.
Опыт 2. Получение малорастворимых оснований
1.Неамфотерные основания. В три пробирки внести по 2–3 капли растворов солей: хлорида магния, сульфата меди (II) и нитрата висмута (III); в каждую добавить гидроксид натрия до выпадения осадка. Описать опыт. Отметить цвет и зернистость полученных малорастворимых оснований, написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
2.Амфотерные основания. Наполнить 1/4 часть пробирки раствором хлорида хрома (III), добавить раствор гидроксида натрия по каплям до выпадения осадка. Осадок разделить на две части. В одну пробирку с
47
осадком прилить избыток щелочи, в другую – соляную кислоту. Написать уравнения реакций получения гидроксида хрома (III) и его взаимодействия с HCl и NaOH. Повторить и описать опыт с использованием сульфата алюминия и сульфата цинка.
Опыт 3. Получение малорастворимой кислоты
В пробирку налить несколько капель раствора силиката натрия и прибавлять к нему по каплям соляную кислоту. Наблюдать выпадение гелеобразного осадка метакремниевой кислоты. Написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.
Опыт 4. Ионообменная реакция с образованием газообразного продукта
В пробирку налить несколько капель раствора хлорида аммония, добавить раствор гидроксида натрия и пробирку нагреть на спиртовке, не доводя до кипения. Определить выделяющийся газ по запаху. В отчѐте описать опыт и написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.
Опыт 5. Получение и растворение малорастворимых веществ
В одну пробирку поместить 5–6 капель раствора сульфата двухвалентного железа (II), а во вторую – столько же капель раствора сульфата меди (II). В обе пробирки добавить по несколько капель раствора сульфида натрия. К полученным осадкам сульфидов FeS и CuS прилить соляную кислоту. Какой из осадков растворился в кислоте? В отчѐте записать уравнения всех проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Объяснить различие в растворимости осадков, используя значения произведений растворимости сульфида железа (5∙10 –18) и сульфида меди (6,3∙10 –36).
48
Вопросы и задания:
1.Приведите два примера реакций с образованием практически нерастворимых и малорастворимых солей. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.Приведите примеры реакций с образованием практически нерастворимых и малорастворимых кислот и оснований. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3.Приведите два примера реакций с образованием газообразных малорастворимых в воде веществ. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
4.Приведите три примера реакций с образованием слабых электролитов. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
5.Приведите по одному примеру реакций перевода кислой и основной соли в нормальные (средние) соли. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
6.Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций амфотерного гидроксида хрома с серной кислотой и с раствором гидроксида калия.
49
Работа 10. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
При растворении солей в воде, наряду с процессами электролитической диссоциации с образованием гидратированных ионов, протекают реакции взаимодействия ионов соли с водой. Этот процесс называется гидролизом солей. В результате гидролиза смещается равновесие электролитической диссоциации воды, приводящее к изменению рH среды, которое можно определить с помощью индикаторов.
Например, при растворении ацетата натрия среда становится щелочной в результате протекания следующих процессов:
CH 3COONa ↔Na+ + CH3COO-
CH3COO- + HOH ↔ CH3COOH + OH -
Изменение водородного показателя рH при растворении соли является основным признаком, указывающим на протекание гидролиза.
Гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов с их гидратной оболочкой. Чем сильнее поляризующее действие ионов и больше их поляризуемость, тем в большей степени протекает гидролиз. Сильное поляризующее действие оказывают небольшие по размеру многозарядные ионы; обычно это катионы слабых оснований.
Сильно поляризуются большие по размерам анионы – кислотные остатки слабых кислот.
Различают 4 типа гидролиза солей.
1.Соли, образованные сильными основаниями (щелочами) и сильными кислотами, не подвергаются гидролизу. Растворы таких солей (NaCl, KNO3, Ва(NO3) 2 и др.) имеют нейтральную среду (рH ≈ 7).
2.Соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами, гидролизуются по аниону, так как анион образует с ионами водорода слабую кислоту. Cреда раствора в этом случае щелочная (рН > 7):
КСN + H2O ↔ HCN + KOH – молекулярное уравнение гидролиза
CN - + HOH ↔ HCN + OH - – ионное уравнение гидролиза по аниону
Соли этого типа, образованные многоосновными кислотами, гидролизуются ступенчато, например:
1-я ступень: К2СО3 + НОН ↔ КНСО3 + КОН CO32− + НОН ↔ НСО32− + ОН -
2-я ступень: КНСО3 + Н2О ↔ Н2СО3 + КОН
50