Лабораторна робота № 1

Визначення еквівалентної маси металу

Ціль : визначити, який метал використовували у досліді, використовуючи теоретичні знання про еквівалент; закріпити вміння та навички роботи з хімічним посудом, реактивами та приладами; розвивати вміння складати рівняння хімічних реакцій.

Обладнання та реактиви: 2 вимірювальні бюретки, пробка з газовідвідною трубкою, колба, штатив з двома лапками, трубка для з’єднання бюреток, лійка, наважка металу, загорнутого в маленький шматочок паперу, 3-4 мл. розчину хлоридної або сульфатної кислоти.

Прилади: термометр, барометр.

Техніка безпеки: правила роботи з воднем, зі склом, з кислотами.

Еквівалентом (Е) називається така кількість речовини, яка реагує з 1 молем атомів водню. Маса 1 еквівалента ( m_e ) називається еквівалентною масою. Еквівалент визначається у молях, еквівалентна маса – у г/моль.

М_е(Н₂) = 1 г/моль; m_e(О₂) = 8 г/моль.

Згідно закону еквівалентів маси реагуючих одного з другим речовин m₁ та m₂ пропорційні їх еквівалентним масам

m_{1 /} m₂ = m_e(1) / m_e(2) ( 1.1)

Для газоподібних речовин кількість їх виміряється в об’ємних одиницях ( см³, л, м³) і тоді закон еквівалентів можна записати так : об’єми реагуючих речовин V₁ і V₂ пропорційні їх еквівалентним об’ємам: V_e (1) та V_e(2)

V₁ / V₂ = V_e (1) / V_e (2) (1.2)

При нормальних умовах (н.у.) мольний об’єм якогось газу дорівнює 22,4 л а еквівалентний об’єм водню V_e (H₂) = 22,4 / 2 = 11,2 л.

Для кисню, моль якого вміщує 4 еквівалента, еквівалентний об’єм дорівнює

22,4 /4=5,6 л.

Знаючи, що речовини реагують у еквівалентних співвідношеннях, закон еквівалентів можна математично перетворювати:

m ₁/m_{e(1) =} m₂/m_e(2)=…=V₁/V_e(1)=V₂/V_e(2)=V(H₂)/11,2=V(O₂)/5,6=….. (1.3)

При виконуванні лабораторної роботи вимірювання проводять в умовах, які відрізняються від н.у. Тому, щоб використовувати закон еквівалентів у такому вигляді:

m /m_e(Me) = V⁰ (H₂) / 11,2 (1.4)

потрібно об’єм витисненого водню ( V(H₂) ) привести до н.у.:

P(H₂)  V(H₂) / T = P^{0 } V⁰ / T⁰ (1.5)

V⁰ (H₂)= P(H₂)V(H₂)T⁰/TP^{0 =} P(H₂)V(H₂)273/T760=P(H₂)V(H₂)/T2.78 (1.6)

Таким методом можна визначати еквівалентні маси активних металів, які витискують водень з розчинів розведених кислот.

ДОСЛІД

Експеримент проводиться у приладі (мал.), працюючим на принципі спілкуючих судин. Одна з бюреток – вимірювальна. Водень, який виділяється в наслідок реакції у пробірці (3), витискує воду у бюретку (2). Підготовка приладу до роботи включає перевірку на герметичність, яка заклечається у тому: якщо пробірку закріпити, закрив її пробкою, та бюреткою 2 змінить рівень води у бюретці 1, то у випадку герметичності приладу при повертанні бюретки 2 у вихідне становище, відновлюється рівень води у обох бюретках.

У колбу за допомогою лійки наливають 3-4 мл. розчину хлоридної або сульфатної кислоти.

Наважку металу, зваженого з точністю до 0,001 г та загорнутого в маленький шматочок паперу, розміщують в колбі так, щоб він не торкався кислоти.

Закріпити колбу. Прилад ще раз перевіряємо на герметичність. В журнал записуємо рівень води у бюретці 1 по нижньому меніску води ( V₁).

Акуратно струсимо колбу, щоб пакетик з металом упав у кислоту. Спостерігайте за явищами. Напишіть рівняння реакції. Коли метал розчинився зниження води у бюретці 1 – V₂.

До лабораторного журналу записуємо показники термометру, барометру та тиск водяних парів, при яких проводили експеримент.

РОЗРАХУНКИ

1. Oб’є м виділеного водню:

V ( H₂) = V₂ – V₁ (1,7)

2. Абсолютна температура дослідження:

T = 273 + t⁰ С (1,8)

3. Тиск, який чинить водень у приладі :

P(H₂) = P_атм - P (H₂O) (1,9)

4. Об’єм виділеного водню при н.у., розраховуємо по формулі(1.6)

5. Еквівалентну масу металу визначаємо по рівнянню (1.4)

6. Розраховуємо експериментальну атомну масу металу, валентність якого два :

А_ме^експ = m_e(Me)  2 (1,10)

7. Зрівняємо А^експ з відносними атомними масами металів в Періодичній системі

елементів Д.І.Мендєлеєва і встановити, який це був метал :

А_(Ме)^експ  А_(Ме)^табл  [ Ме] (1,11)

8. Розраховуємо теоретичну еквівалентну масу даного металу:

m_e^теор = А_(Ме)^табл / 2 (1,12)

9.Розрахуємо відносну помилку дослідження:

П =  ( m_е^теорm ^експ ) 100% / m_е^теор (1.13)

10.Зробіть висновок про доцільність даного методу у практиці, запишіть

рівняння реакції, яка відповідає виконаному дослідженню.

Контрольні запитання :

1. Що називається еквівалентом?

2. Які співвідношення між масами та еквівалентними масами реагуючих одного з другим речовин?

3. Які метали можна визначати таким методом?

Лабораторна робота № 2

Залежність швидкості реакції від концентрації реагентів

Ціль : визначити закономірності проходження реакції в залежності від концентрації одного із реагуючих речовин, закріпити вміння складати рівняння реакцій, збудувати графік, який підтверджує виконання закону дії мас, закріпити навички та вміння роботи з хімічним посудом, реактивами та приладами.

Обладнання та реактиви: 8 колб або хімічних стаканів, 3 бюретки з розчинами сульфатної кислоти , тіосульфату натрію та дистильованої води.

Прилади: секундомір.

Техніка безпеки: правила роботи зі склом, із сульфатною кислотою.

Вивчання швидкості і механізму хімічних реакцій є головним питанням хімічної кінетики – розділу фізичної хімії.

Знаючи умови проходження реакцій можна змінювати швидкість реакцій, тобто управляти технологічними процесами.

Під швидкістю хімічної реакції розуміють зміни концентрації реагуючих речовин у одиницю часу.

V   C /    ( C₂ – C₁ ) / ( ₂ – ₁ ) (2.1)

де С₁ і С₂ – концентрації вихідних речовин або продуктів реакції відповідно у момент часу ₁ і _2.

При цьому належить памятати про те, що у процесі реакції концентрації вихідних речовин зменшуються, концентрації продуктів збільшуються.

Швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин і умов проходження реакції, з яких найважливішими є концентрація реагуючих речовин, температура і присутність каталізатора.

На основі експериментального матеріалу норвежські вчені Гульдберг і Вааге та незалежно від них російський вчений Н.Н.Бекєтов у 1867 р. сформулював основний закон хімічної кінетики – закон дії мас : швидкість хімічної реакції прямо прапорціональна добутку концентрацій реагуючих речовин у ступенях рівних стехіометричним коефіцієнтам. Математичний вигляд закону для реакцій типу

aA  bB  dD  fF має вигляд :

V  k [ A ]^a [ B ]^b (2.2)

V – швидкість реакції,

k – константа швидкості,

[A] та [B] – концентрації реагуючих речовин,

a та b – стехіометричні коефіцієнти у рівнянні реакції.

Розглянемо вплив концентрації на прикладі взаємодії тіосульфату натрія на сульфатну кислоту, концентрація якої буде постійна

Na₂S₂O₃  H₂SO₄  S  H₂SO₃  Na₂SO₄

При цьму виключимо вплив одного з реагентів, наприклад, сульфатної кислоти. Якісним показником дії реакції може служити помутніння розчину в результаті сірки, яка виділяється.

Згідно закону дії мас :

V  k [ H₂SO₄] [Na₂S₂O₃] (2.3)

Тому якщо [H₂SO₄]const, то

V_у  K_у [Na₂S₂O₃] (2.4)

де V_у – умовна швидкість реакції,

K – умовна константа швидкості реакції,

[Na₂S₂O₃] – відносна концентрація тіосульфату натрія .

В залежності від концентрації тіосульфату натрія час від моменту зливу розчинів до появи видимого осадку сірки буде різним. Так як у даному випадку абсолютне значення зміни концентрації сірки відсутнє. Для спрощення розрахунків умовно приймаємо С_у  100, тоді умовну швидкість можливо розрахувати по формулі:

V_y  100 /  (2.5)

де  - час від моменту зливу розчинів до появи перших ознак помутніння розчину.

Умовна константа швидкості цієї реакції, яка в основному є функцією природи реагуючих речовин і не залежить від концентрації, визначається як:

K_y  V_y  [ Na ₂ S₂ O₃ ] (2.6)

ДОСЛІД

Пронумеруйте вісім чистих та сухих пробірок:1,2,3,4,1а,2а,3а,4а. У пробірки 1-4 налийте із бюретки по 6мл розчину сульфатної кислоти. У пробірки 1а-4а налийте вказаний у таблиці обєм розчину тіосульфату натрію та дистильованої води, довести їх обєм до 6мл, змінюючи таким чином концентрацію Na₂S₂O₃.

Зливаючи парами вміст пробірок (1 та 1а, 2 та 2а, 3 та 3а, 4 та 4а ), в той же час ввімкніть секундомір та змішавши розчин спостерігайте час появи слабкого помутніння.

Результати занести у табл.:

		№ пробірки 1а 2а 3а 4а
Об’єм тіосульфату натрія, мл	Na2S2O3	2 3 4 6
Об’єм води, мл	Н2О	4 3 2 0
Відносна концентрація тіосульфату натрія	[ Na2S2O3 ]
Час протікання хімічної реакції , с	
Умовна швидкість хімічної реакції	Vy
Умовна константа швидкості	Ку
Середнє значення умовної константи швидкості	Ку(ср.)

РОЗРАХУНКИ

1. Відносна концентрація тіосульфату натрію визначається по формулі:

[ Na₂S₂O₃ ]  V [Na₂ S₂ O₃ ]  6 (2,7)

де V  об’єм розчину, вказаний в табл.

2. Розрахуйте умовну швидкість реакції для кожної пари колб і умовну константу швидкості реакції по формулам (2.5) та (2.6). результати розрахунків внесіть в табл.

3. За отриманними даними збудуйте графік залежності швидкості реакції ( V_у ) від концентрації реагентів ( тіосульфата натрію ).

4. Зробіть висновок про те, як швидкість реакції залежить від концентрації реагентів.

Контрольні запитання :

1. Що розуміють під швидкістю хімічної реакції?

2. Від чого залежить швидкість хімічної реакції?

3. Який математичний вигляд має закон діючих мас для даної реакції?

4. Сформулюйте основний закон хімічної кінетики.