Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основы общей химии. Методические рекомендации к лабораторным работам
.pdf
42
10
12
12
tt
KK
tt
4,2
103
10
4
10
2050
10
2
1
12
1
2
tt
t
t
K
K
eEdDbBaA
2
k
1
k
ba
BA
kV
1
ed
ED
kV
2
edba
ED
k
BA
k
21
K
BA
ED
K
K
pba
ed
2
1
(29)
Подставляя данные задачи в уравнение (29), получим
Реакции, которые при данных условиях могут идти как в прямом, так
и в обратном направлениях, называются обратимыми.
Это двухсторонние процессы: продукты таких реакций вступают во
взаимодействие, вновь давая исходные вещества, например:
Когда скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, устанавливается химическое равновесие.
Согласно закону действия масс, скорость прямой реакции будет
(30)
а скорость обратной реакции:
При химическом равновесии скорости прямой и обратной реакции
равны, т.е.
и
, а, следовательно,
(31)
(32)
К
трации.
– константа равновесия, выражаемая через равновесные концен-
р
43
Уравнение (32) также называют законом действия масс, из него сле-
O
H
SSOSONaSO
H
OSNa
2
2424
2
322
дует, что в условиях равновесия концентрации всех реагентов связаны
друг с другом и изменение любой из них вызывает изменение других, благодаря чему соотношение между ними, выражаемое уравнением (32), при
данной температуре остается равным постоянной величине (К). Физический смысл константы равновесия определяется тем, что она равна К1/К2,
т.е. показывает, во сколько раз скорость прямой реакции при одинаковых
концентрациях (именно, равных 1моль/л) и данной температуре больше
скорости обратной реакции. Если константа равновесия К очень велика,
это значит, что прямая реакция идет почти до конца, в то время как обратная реакция почти не идет. При очень малом значении К идет преимущественно обратная реакция. Отсюда следует, что по числовым значениям К
можно судить о направлении реакции.
Принцип Ле Шателье (принцип подвижного равновесия): если на
систему, находящуюся в состоянии истинного равновесия, оказывается
внешнее воздействие, то в ней усиливается направление того процесса,
течение которого ослабляет влияние этого воздействия, в результате положение равновесия смещается в этом же направлении.
Экспериментальная часть
Для изучения кинетических закономерностей протекания химиче-
ских процессов воспользуемся реакцией между тиосульфатом натрия и
серной кислотой
Скорость протекания этой реакции можно определить по помутне-
нию раствора (опалесценции), которое вызывается выпадающей в осадок
серой. Помутнение становится заметным тогда, когда концентрация серы
достигает определенной величины ( 1мг/л).
44
Приборы и реактивы: термостат, штатив с реактивами, пробирки,
C
V
s
C
s
термометр, секундомер. Растворы: Na2S2O3(1Мэ), H2SO4(1Мэ).
Выполнение работы: В соответствии с табл.2 (номер варианта ука-
зывает преподаватель) в три пробирки внести требуемое количество капель тиосульфата натрия Na2S2O3 и воды. Отметить температуру растворов, поместив пробирки в термостат (термометр помещают в термостат, а
не в пробирки с растворами!). В первую пробирку добавить требуемое количество капель серной кислоты - H2SO4 (согласно табл.2), засечь время
начала опыта и отметить время появления опалесценции (секунды). Затем
добавить такое же количество капель серной кислоты во вторую пробирку
и так же отметить время появления опалесценции. Аналогичную операцию
производят с третьей пробиркой. Полученные результаты помещают в
табл.3.
Для определения констант скоростей реакции при других температурах необходимо повторить все опыты, предварительно нагрев пробирки с
растворами тиосульфата натрия в термостате до температуры t2=t1+t (
значения t взять из табл.2) и до температуры t3=t2+t. Полученные ре-
зультаты также помещают в табл.3.
Обработка результатов эксперимента.
Скорость исследуемого процесса равна
где
- изменение концентрации серы до начала помутнения раствора;
(33)
- промежуток времени от начала опыта до появления опалесценции, в
секундах.
45
Согласно закону действия масс, скорость того же процесса равна:
CC
K
V
SO
H
OSNa
4
2
322
CC
K
C
SO
H
OSNa
s
4
2
322
CC
K
SO
H
OSNa
4
2
322
8,0
1
(34)
Объединяя уравнения (33) и (34), получим
(концентрации тиосульфата натрия и серной кислоты вычисляются по
формулам (см.табл.2)).
или
(35)
где 0,8 – коэффициент пересчета, учитывающий концентрацию серы,
при которой становится заметной опалесценция, разбавление и концентрации исходных растворов.
По экспериментальным данным постройте график в координатах: по
оси абсцисс отложить концентрацию тиосульфата натрия (1Мэ), по оси ор-
динат
(величина, обратная времени). Пример построения графика
приведен на рис.4.
Из экспериментальных данных по формуле (36) рассчитайте константы скоростей реакции при каждой температуре.
46
3
3
2
2
1
1
2
3
2
2
2
1
3
1
3
1
2
322322322
4
2
322
4
2
111
8,0
1
8,0
CCC
C
C
C
K
OSNaOSNaOSNa
SO
H
i
OSNa
SO
H
i
i
i
i
i
i
(36)
При расчете используйте соответствующие графы табл.3.
Зная значение констант скоростей при двух температурах, по форму-
лам (28) и (29) рассчитайте значение энергии активации и температурного
коэффициента реакции.
Рис.4 Пример построения графика.
47
ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАБОЧИХ РАСТВОРОВ
№
варианта
Количество капель тиосульфата натрия и
воды
Концентрация тиосульфата
натрия в растворе, C
Na2S2O
3
,
422322
322322
SOHOHOSNa
OSNaOSNa
nnn
nМэ
Мэ
Количество капель серной кислоты,
n
H2SO
4
Концентрация серной кислоты в растворе, C
H2SO
4
,
422322
4242
SOHOHOSNa
SOHSOH
nnn
nМэ
Мэ
Величина
повышения
температу-
ры, t
Опыт 1
Опыт 2
Опыт 3
Опыт 1
Опыт 2
Опыт 3
n
Na2S2O3
n
H2O
n
Na2S2O3
n
H2O
n
Na2S2O3
n
H2O
1.
5
16
10
11
15 6 1
17
2.
6
15
11
10
16 5 1
15
3.
7
14
12 9 17 4 1
12
4.
4
16 9 11
16 6 1
20
5.
5
15
10
10
15 5 1
16
6.
6
14
11 9 16 4 2
18
7.
7
13
12 8 17 3 2
14
8.
4
15 9 10
14 5 1
19
9.
5
14
10 9 15 4 2
18
10.
4
17 9 12
14 7 1
13
Таблица 2
48
РЕЗУЛЬТАТЫ НАБЛЮДЕНИЙ И РАСЧЕТ КОНСТАНТЫ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ПРИ ТЕМПЕРАТУРЕ t1*
№
опыта
Температура,
tС
Концентрация
тиосульфата
натрия **
C
Na2S2O
3
, Мэ
Концентрация серной
кислоты **
C
H2SO
4
, Мэ
Время появления
опалесценции,
, c
Вычисления
1
2
1
322
OSNa
C
1.
t1 C
1
Na2S2O
3
C
H2SO
4
1
1
1
2
1
1
1
1
322
OSNa
C
2.
t1
C
2
Na2S2O
3
C
H2SO
4
2
2
1
2
2
1
2
2
322
OSNa
C
3.
t1
C
3
Na2S2O
3
C
H2SO
4
3
3
1
2
3
1
3
3
322
OSNa
C
Сумма
321
111
2
3
2
2
2
1
111
3
3
2
2
1
1
322322322
OSNaOSNaOSNa
CCC
Таблица 3
* Подобные таблицы составляются для расчета констант скоростей реакции при температурах t2 и t3 .
** Концентрации тиосульфата натрия и серной кислоты в растворах вычисляются из значений табл.2 по
приведенным формулам.
49
OHO
H
O
H
O
H
322
OH
H
O
H
2
C
O
H
OH
H
K
O
H
22
10
8,1
16
2
2
3
1
2
см
г
О
Н
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4
Гидролиз солей и определение pH растворов.
Буферные растворы.
Цель работы: экспериментальное определение pH растворов.
Теоретическая часть
I. Вода.
Вода является слабым электролитом и весьма незначительная часть ее молекул диссоциирует на ионы (1 молекула из 550млн.молекул воды). Диссоциацию воды записывают следующим образом:
(ион гидроксония)
или упрощенно
, откуда
(37)
Если диссоциацией воды пренебречь, т.е. считать, что Н2О =const, то
можно найти молярную концентрацию Н2О в воде.
18г Н2О – 1М
1000г Н
(1л или 1000 см3 Н2О)
(т.к.
О – х х=10001/18=55,56м/л
2
Подставляя в (37) Н2О=55,56м/л, получим
50
COH
HK
w
2210
56,55
10
8,1
1416
лм /1010
714
H
pH
lg
10
pHH
Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре
произведение концентраций ионов водорода (Н+) на концентрацию гидроксид-ионов (ОН-) является величиной постоянной и называется ионным
произведением воды (Kw).
Если Н+= ОН-=
тральным.
Если Н+10-7м/лОН-, то такой раствор называется кислым.
Если Н+10-7м/лОН-, то такой раствор называется щелочным или ос-
новным.
Кислотные и основные свойства электролитов обычно характеризуют ве-
, то такой раствор называется ней-
(38)
личиной концентрации ионов водорода. Чтобы не использовать числа с
отрицательными показателями степени, которыми выражена указанная
концентрация, ее принято выражать через водородный показатель, обозначаемый символом pH. Водородный показатель – десятичный логарифм
концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.
(39)
С помощью pH характер среды можно представить следующим образом:
pH=7 – нейтральная среда;
pH7 – кислая среда;
pH7 – щелочная среда.
Чем меньше pH, тем больше концентрация ионов водорода Н+, т.е. тем
выше кислотность среды; чем больше рН, тем меньше Н+, т.е. тем выше
щелочность.
51
Индикатор
Интервал пере-
хода окраски (рН)
Индикатор
Интервал пере-
хода окраски (рН)
Метиловый оранжевый
3,1 – 4,4
Лакмус
5,0 – 8,0
Метиловый красный
4,4 - 6,2
Фенолфталеин
8,2 – 10,0
лм
ОН
Н
/
10
10
1010
11
3
1414
11
10lglg
11
Н
рН
Приведем значения рН некоторых наиболее известных растворов и
укажем соответствующий им характер среды. Например, рН желудочного
сока = 1,7 (сильнокислая среда), рН дождевой воды = 6 (слабокислая среда), рН морской воды = 7,6-8,2 (слабощелочная среда).
Индикаторы – это специальные реактивы, изменяющие свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. Промежуток между
двумя значениями рН, в котором изменяется окраска индикатора, называется интервалом перехода окраски индикатора (табл.4)
Таблица 4
ИНТЕРВАЛЫ рН ИЗМЕНЕНИЯ ОКРАСКИ ИНДИКАТОРОВ.
Приведем два примера расчета концентраций Н+, ОН- и рН водных растворов.
Пример 1: Концентрация ОН-=10
-3
м/л. Определить концентрацию Н+ и
рН раствора.
Решение: Поскольку ионное произведение воды Н+ОН-=10
-14
, то
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]