Работа 1 Основные классы неорганических соединений.

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ ЗАОЧНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Владимирский филиал

 

ХИМИЯ

Методические указания

по выполнению лабораторных работ

 

(для направлений подготовки 110800 Агроинженерия, 111100 Зоотехния)

 

 

Владимир 2013

 

 

Методические указания по выполнению лабораторных работ «ХИМИЯ» предназначены для студентов первого курса направлений 110800 Агроинженерия, 111100 Зоотехния при подготовке и выполнении лабораторных работ. Методические указания содержат краткие сведения, приведенные в теоретическом введении к каждой лабораторной работе. Экспериментальная часть работы содержит подробные указания по проведению и обработке результатов эксперимента, составлению отчета.

Методические указания составлены в соответствии с требованиями ФГОС ВПО и рабочими программами по дисциплине «Химия» для студентов направлений заочной форм обучения

 

 

Цели и задачи дисциплины

Цель дисциплины – формирование знаний и умений по химии и соответствующих компетенций у студентов в ходе освоения учебной дисциплины.

 

Задачи дисциплины:

· сформировать знания об основных химических закономерностях, системах, методах и средствах химических исследований, необходимых в области агрономии, зоотехнии;

· объяснить основные механизмы протекания химических процессов;

· научить применению физико-химических методов анализа для определения показателей контроля качества продуктов и объетво окружающей среды;

 

 

Место дисциплины в структуре ООП:

Дисциплина относится к базовой части математического и естественнонаучного цикла. Для изучения данной дисциплины студент должен обладать полным комплексом знаний и умений по химии, предъявляемых в рамках федерального государственного образовательного стандарта основного общего образования.

Данная дисциплина предшествует изучению таких дисциплин как: органическая, биологическая и физколлоидная химия, экология, биохимия животных, кормопроизводство; производство продукции животноводства в крестьянских фермерских хозяйствах.

 

Требования к результатам освоения дисциплины:

Процесс изучения дисциплины направлен на формирование следующих компетенций:

· ОК-11 - использование основных законов естественнонаучных дисциплин в профессиональной деятельности;

· ОК-12 - осознание сущности и значения информации в развитии современного общества; владение основными методами, способами и средствами получения, хранения, переработки информации;

· ОК-13 - навыки работы с компьютером как средством управления информацией;

· ОК-14 - способность работать с информацией в глобальных компьютерных сетях;

· ПК-3 - готовность использовать современные информационные технологии;

· ПК-5 - способность к обоснованию принятия конкретных технологических решений с учетом особенностей биологии животных;

· ПК-9 - способность проводить зоотехническую оценку животных, основанную на знании их биологических особенностей.

 

В результате изучения дисциплины студент должен:

Знать химические системы, методы, средства и правила интерпретации химических исследований:

дисперсные, каталитические, электрохимические системы; химическое и фазовое равновесие, скорость реакции и методы ее регулирования; кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства веществ; аналитический сигнал, химический, физико-химический и физический анализ; химию элементов и их соединений; методы математического описания свойств важнейших свойств и классов соединений, особенности состава и свойств химических удобрений.

 

 

Уметь:

использовать справочный, нормативный литературный материал; предсказывать свойства соединений, учитывая их принадлежность к определенному классу; прогнозировать протекание химических процессов; определять количество, массовую долю веществ, вступающих в реакцию и получающихся в ходе реакции, элемента в веществе по формуле, дозы удобрений и кормов с нужным соотношением дозируемых элементов, делать расчет по пересчету концентрации из одного вида в другой.

 

Владеть навыками самостоятельного освоения дисциплины с использованием современных информационных технологий; физико-химическими методами анализа показателей качества продуктов производства (методами определения рН растворов, качественного и количественного анализа) моделирования химических, и химико-биологических процессов

Библиографический список

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учеб. пособие для бакалавриата нехим. вузов. изд. стер.- Л.: Химия, 2010 г. 702 с. и другие издания;

2. Ахметов А.С. Общая и неорганическая химия: Учеб.для вузов.-4-е изд, испр.-М.: Высш. шк.: Академия, 2010. –743с.

3. Общая химия: Учебник для вузов //Гузей Л.С., Кузнецов В.Н., Гузей А.С. Под ред. С.Ф.Дунаева. – М.: Изд-во Моск.ун-та, 1999.-332с.

4. Практикум по общей и неорганической химии Р.А.Лидин, В.А.Молочко и др. – М. Владос, 2004 – 320 с

5. Практикум по неорганической химии. Под ред. А.Ф. Воробьева и С.И.Дракина. – М.: Химия, 1984. – 248 с.

1. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии. – М.: Высшая школа. 2001. – 255 с.
2. Учебно-лабораторный практикум по курсу ≪ Химия» Е.Н. Автономова, С.Л. Горцевич, В.И. Луцик, Е.В. Моргунова, А.Е. Соболев, Ю.В. Чурсанов; под ред. В.И. Луцика. 1-е издание. Тверь: ТГТУ, 2009.112 с.

8. Неорганическая и аналитическая химия. Методические указания и задания для лабораторных занятий, Гузей А.С., Крутикова Е.В. М., Изд. РГАЗУ, 2011.

 

СОДЕРЖАНИЕ

Общие правила работы в химической лаборатории……………………………6

Работа 1 Основные классы неорганических соединений.

Способы разделения веществ………………..………………………..8

Работа 2

Скорость химических реакций и химическое равновесие ……..…….18

Работа 3

Электролитическая диссоциация и реакции в растворах

электролитов …………………………………………………….……....25

Работа 4

Приготовление растворов заданной концентрации …………..………30

Работа 5

Определение жесткости и умягчение воды …………………………...37

Работа 6

Гидролиз солей ………………………………………………………….42

Работа 7

Комплексные соединения ………………………………………………48

Работа 8

Окислительно-восстановительные реакции …………………………..52

Работа 9

Электрохимические процессы …………………………………………58

Работа 10

Определение количества едкого натра в растворе методом нейтрализации……………………………………………………………………………...65

Лабораторная работа 1

 

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. СПОСОБЫ РАЗДЕЛЕНИЯ ВЕЩЕСТВ

Цель работы: получение и изучение химических свойств оксидов, гидроксидов, кислот и оснований, генетической связи между классами неорганических соединений; изучение принципов разделения веществ

 

 

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Классификация неорганических веществ прошла долгий путь развития.

Химические элементы делятся в первую очередь на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Многие элементы в соответствии с периодическим законом проявляют одновременно свойства металла и неметалла. Такие элементы называют амфотерными.

Форму существования химических элементов в свободном виде классифицируют как простые (одноэлементные) вещества.

Классификация сложных (двух - или многоэлементных) веществ может быть основана на различных признаках веществ и может использовать различные принципы.

Например, классификация веществ по химической природе опирается на наличие в соединении самого распространенного в природе элемента – кислорода. Наиболее известной и удобной классификацией сложных веществ является разделение их по химическим свойствам. По этому признаку вещества делятся на оксиды, основания, кислоты, соли (схема 1).

 

1. Оксиды - первый тип сложных веществ. Общая формула оксидов Э_хО_y. Среди оксидов различают солеобразующие и несолеобразующие. Примером несолеобразующих оксидов служат SiO, N₂O, NO. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды образованы типичными металлами и неметаллическими элементами в низкой степени окисления. Если оксид образован элементом с постоянной степенью окисления его называют оксидом: Na₂O- оксид натрия. Если оксид образован элементом с переменной степенью окисления его называют оксидом и в скобках указывают степень окисления элемента:

Cu₂O-оксид меди (I), CuO-оксид меди (II).

Характерным свойством основных оксидов является их взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

K₂O+2HCl=2KCl+H₂O

Некоторые основные оксиды (щелочных и щелочно-земельных металлов) легко взаимодействуют с водой:

BaO+H₂O=Ba(OH)₂

Для основных оксидов характерна и реакция с кислотными оксидами: CaO+CO₂=CaCO₃

Кислотные оксиды образованы неметаллическими элементами и металлами в высокой степени окисления (более 4). Например: SO₃, Mn₂O₇, CrO₃, P₂O₅. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

SO₃+2KOH=K₂SO₄+H₂O

Mn₂O₇+2NaOH=2NaMnO₄+H₂O

Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислот:

N₂O₅+H₂O=2HNO₃

 

Кислотные оксиды образуют соли в реакции с основными оксидами:

SO₂+K₂O=K₂SO₃

 

К амфотерным оксидам относятся Al₂O₃, ZnO, BeO, PbO, SnO, PbO₂, SnO₂, Cr₂O₃, MnO₂, TiO₂ и некоторые другие вещества. Они взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, образуя соль и воду:

 

SnO+2HCl=SnCl₂+H₂O

SnO+2NaOH=Na₂SnO₂+H₂О

 

2.Основания - это гидраты (продукты присоединения воды) основных оксидов. Их делят на растворимые и нерастворимые в воде. Если гидроксид образован металлом с постоянной степенью окисления, то его называют гидроксид металла: КОН-гидроксид калия.

Если металл проявляет постоянную степень окисления, то при названии его гидроксида указывают степень окисления металла:

Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III)

Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II)

Растворимые в воде гидроксиды (щелочи) получают при взаимодействии оксидов с водой:

Li₂O+H₂O=2LiOH

Щелочи могут быть получены при действии металлов на воду:

 

2К+2Н₂О=2КОН+Н₂↑

Нерастворимые основания получают только косвенным путем – взаимодействие солей соответствующих металлов с растворами щелочей: NiSO₄+2NaOH=Ni(OH)₂↓ +Na₂SO₄

 

Характерным свойством гидроксидов является взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

2NaOH+H₂SO₄=Na₂SO₄+2H₂O

Mg(OH)₂+2HNO₃=Mg(NO₃)₂+2H₂O

 

Щелочи взаимодействуют также с кислотными оксидами и солями:

2KOH+CO₂=K₂CO₃+H₂O

Ca(OH)₂+K₂SO₄=CaSO₄↓ +2KOH

 

Нерастворимые основания подвергаются термическому разложению:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃+3H₂O

Среди нерастворимых гидроксидов встречаются амфотерные, взаимодействующие не только с кислотами, но и со щелочами:

Pb(OH)₂+3HNO₃=Pb(NO₃)₂+2H₂O

Pb(OH)₂+2NaOH=Na₂[Pb(OH)₄]

 

3.Кислоты - являются гидратами кислотных оксидов, большинство из них и получается взаимодействием оксидов с водой:

 

SO₃+H₂O=H₂SO₄

P₂O₅+3H₂O=2H₃PO₄

Характерным для кислот является взаимодействие с гидроксидами, сопровождающиеся образованием соли и воды:

 

HCl+KOH=KCl+H₂O

3H₂SO₄+2Fe(OH)₃=Fe₂(SO₄)₃+6H₂O

 

Кроме того кислоты взаимодействуют с металлами, основными и амфотерными оксидами и солями:

2HCl+Fe=FeCl₂+2H₂↑

2H₃PO₄+3Na₂O=2Na₃PO₄+3H₂O

H₂SO₄+BaCl₂=BaSO₄↓ +2HCl

 

Кислоты классифицируют по составу: кислородосодержащие и бескислородные и по основности: одноосновные, двухосновные и многоосновные. Под основностью кислоты понимают число атомов водорода, способные заместиться атомами металла. Чаще основность кислоты совпадает с количеством атомов водорода, входящих в состав кислоты. Однако в некоторых кислотах не все атомы водорода способны заместиться на металл. Например: H₃PO₄ – фосфористая кислота имеет два атома водорода, способные заместиться на металл, поэтому она двухосновная, уксусная кислота CH₃COOH является одноосновной.

Бескислородные кислоты получают синтезом из простых веществ или вытеснением из их солей:

H₂+Cl₂=2HCl

2FeS+2HCl=FeCl₂+H₂S

 

Кислородосодержащие кислоты можно получить взаимодействие оксидов с водой или вытеснением из солей:

N₂O₅+H₂O=2HNO₃

Ca₃(PO₄)₂+3H₂SO₄=3CaSO₄+2H₃PO₄

 

4.Наиболее сложными среди неорганических соединений являются соли. Они очень разнообразны по составу. Их делят на средние, кислые, основные, двойные, комплексные, смешанные.

Молекулы средних солей содержат только катионы металла и анионы кислотного остатка: NaCl, Al₂(SO₄)₃, K₂CO₃.

В молекулах кислых солей содержатся атомы водорода: Ca(H₂PO₄)₂, Al(HCO₃)₃, а в молекулах основных солей гидроксогруппы: CuOHCl, Zn(OH)NO₃.

Двойные соли содержат катионы разных металлов: K₂CuCl₄.

Комплексные соли содержат комплексные катионы или анионы:

K₄[Fe(CN)₆], [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Cu(NH₃)₄]SO₄.

Название средних солей (табл.1)складывается из названия кислотного остатка и металла с указанием его степени окисления: Al₂(SO₄)₃ – сульфат алюминия (III), FeCl₃ – хлорид железа (III), Fe(NO₃)₂ – нитрат железа (II).

В название кислой соли добавляется приставка “гидро”: NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия, FeH₂PO₄ – дигидрофосфат железа (III).

В названии основных солей присутствует приставка “гидроксо”: AlOHSO₄- сульфат гидроксоалюминия, CuOHCl – хлорид гидроксомеди.

Двойные соли называют так же, как и средние: KFe(SO₄)₂ – сульфат калия- железа.

В соответствии с многообразием солей способов их получения множество, но наиболее общими являются следующие:

1. Взаимодействие металла с неметаллом:

2Na+Cl₂=2NaCl

2. Взаимодействие металла с кислотой:

Zn+H₂SO₄=ZnSO₄+H₂↑

3. Взаимодействие металла с раствором соли:

Cu+Hg(NO₃)₂=Cu(NO₃)₂+Hg

4. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

Na₂O+2HNO₃=2NaNO₃+H₂O

1. Взаимодействие кислотного оксида со щелочью:

CO₂+Ca(OH)₂=CaCO₃↓ +H₂O

2. Взаимодействие кислоты с основанием:

2HCl+Ba(OH)₂=BaCl₂+2H₂O

3. Взаимодействие кислоты с солью:

HCl+AgNO₃=AgCl↓ +HNO₃

4. Взаимодействие щелочи с солью:

CuSO₄+2KOH=K₂SO₄+H₂O

5. Взаимодействие между солями:

K₂CrO₄+Pb(NO₃)₂=PbCrO₄+2KNO₃

6. Взаимодействие основных и кислотных оксидов:

Na₂O+SO₃=Na₂SO₄

Соль взаимодействует с кислотами, щелочами, друг с другом в растворенном и расплавленном состоянии, многие подвергаются термическому разложению:

K₂SO₃+2HCl=2KCl+H₂O+SO₂↑

MnCl₂+2NaOH=Mn(OH)₂+2NaCl

AgNO₃+KCl=AgCl↓ +KNO₃

t

CaCO₃→ CaO+CO₂↑

Таблица 1.

Лабораторная работа №2

 

РАВНОВЕСИЕ

Цель работы - изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов: концентрации, температуры, катализатора. Изучение влияния концентраций веществ на химическое равновесие и его смещение.

 

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

 

Раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций, а также их зависимость от различных факторов (концентрации, температуры, природы реагирующих веществ, присутствия катализатора, давления и т.д.), называется химической кинетикой. Химические реакции протекают с самыми различными скоростями. Многие реакции – взрывы смесей газов – протекают практически мгновенно. Но с другой стороны химические реакции в почвах, в горных породах, коррозия металлов протекают десятки и сотни лет.

Если взаимодействующие вещества и продукты реакции находятся в одинаковом агрегатном состоянии, то такая реакционная система называется гомогенной (однофазной). Например:

 

2NO _(газ) + О_{2 (газ)} = 2NO_2(газ)

 

Реакционная система, состоящая из двух и более фаз, называется гетерогенной и в ней всегда есть поверхность раздела. Например:

 

Zn _(тв.) + HCl _(ж) ⇄ ZnCl_{2 (ж)} + Н_{2 (газ)}

 

Скорость реакции - это изменение количества реагирующего (исходного) вещества или получающихся веществ (продуктов) в единицу времени в единице реакционного пространства. В гомогенных реакциях таким пространством является объем реакционного сосуда, в гетерогенных – поверхность раздела, на которой протекает реакция. Средняя скорость гомогенной реакции за промежуток времени Dt:

 

(моль/л_*с) (1)

 

Если изменение концентрации относят к бесконечно малому промежутку времени (Dt®0), то говорят об истинной скорости

 

v (2)

Т. е. истинная скорость определяется как первая производная от концентрации по времени.

С ‑ молярная концентрация (моль/л)

t - время (чаще в секундах, возможно в минутах, часах и др.)

DС = С₂ ‑ С₁; С_2. и С_1. – конечная и начальная концентрация исходных веществ или продуктов реакции.

Скорость химических реакций зависит от факторов: природы реагирующих веществ; от их концентрации; от температуры; от присутствия катализаторов.

Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции можно наблюдать на примере взаимодействия фтора с водородом – реакция идет с взрывом, даже в темноте, и хлора с водородом – реакция идет медленно, даже на свету.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс (з.д.м.): при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени равным их стехиометрическим коэффициентам.

Для гомогенной системыmA + nB⇄ pC + gD к инетическое уравнение имеет вид:

где - константа скорости, (коэффициент пропорциональности), зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

При v . В этом физический смысл константы скорости. Эта величина специфична для каждой реакции.

Если процесс идет стадийно, то скорость его определяется скоростью самой медленной стадии. Так, используемая в опытах 1 и 2 реакция, описываемая общим уравнением

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ ⇄ Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S¯,

 

протекает в три стадии:

1. Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = H₂S₂O₃ +Na₂SO₄

2. H₂S₂O₃ = H₂SO₃ + S ¯

3. H₂SO₃ = SO₂ + H₂O,

из которых реакции первой и третьей стадий идут практически мгновенно, а реакции второй стадии – медленно. Именно она и определит скорость суммарного процесса, т.е. будет зависеть только от концентрации тиосерной кислоты Н₂S₂O₃, количество которой пропорционально количеству тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ при наличии избытка серной кислоты. Таким образом, уравнение скорости реакции запишется:

В случае гетерогенных реакций концентрации твердых фаз остаются неизменными (реакции протекают на поверхности раздела), эти постоянные концентрации объединяют с константой скорости и получают новую постоянную. Таким образом, в математическое выражение з.д.м. концентрация твердой фазы не входит.

Например, для реакции горения угля С_(тв) + О₂ = СО_{2 (газ)} скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода:

Влияние температуры на скорость реакции устанавливают либо точно, по уравнению Аррениуса, либо приближенно по правилу Вант-Гоффа: повышение температуры на каждые 10^оС увеличивает скорость реакции примерно в 2-4 раза . Математически эта зависимость выражается уравнением:

,

где Δ t = t_кон ‑ t_нач- разность конечной и начальной температур;

γ - температурный коэффициент скорости реакции;

v_нач., v_кон - скорости реакции при начальной и конечной температурах.

Температура влияет на скорость реакции, увеличивая константу скорости. Отношение, показывающее, во сколько раз увеличилась константа скорости при увеличении температуры на 10^о, называется температурным коэффициентом скорости реакции, т.е.

,

где k_t, k_t+10^о – константы скорости при температурах t и t+10^о.

Скорость химической реакции изменяется в присутствии катализатора. Катализаторы – это вещества, влияющие на скорость химической реакции, но остающиеся после реакции в химически неизменном виде и первоначальном количестве. Катализаторы, ускоряющие реакцию, называются положительными, замедляющими ее – отрицательными. Явление, вызывающее изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов, называется катализом. Различают катализ гомогенный (реагирующие вещества и катализатор находятся в одинаковом агрегатном состоянии) и гетерогенный (реагирующие вещества и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях).

Все химические реакции можно разделить на необратимые, которые протекают в одном направлении и до конца (с выпадением осадка, выделением газа, образованием малодиссоциирующих веществ), и на обратимые, которые идут в двух противоположных направлениях и не доходят до конца. Таких процессов большинство, и любой из них идет до состояния, когда скорость прямой реакции становится равна скорости обратной реакции, т.е. до так называемого состояния химического равновесия.

Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия К, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Для процесса: mA + nB ⇄ pC + gD

 

где[A]; [B]; [C]; [D] – равновесные концентрации веществ А; В; С; D;

m, n, p, g – стехиометрические коэффициенты.

Константа равновесия является математическим выражением закона действия масс в приложении к химическому равновесию. Поэтому для гетерогенных систем в выражение константы равновесия не входят концентрации твердых фаз.

Химическое равновесие подвижно, динамично. Подвижность химического равновесия позволяет внешним воздействием на равновесную систему изменять ее состояние, т.е. смещать равновесие либо в сторону прямой, либо в сторону обратной реакции. Правило, позволяющее предвидеть направление смещения равновесия, называется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие (изменить концентрацию, давление, температуру), то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.

Так, при повышении температуры равновесие смещается в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты, т.е. в сторону эндотермической реакции. Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, приводящей к образованию меньшего числа газообразных молекул, при уменьшении давления – наоборот, и не оказывает влияние (не вызывает смещения равновесия) при одинаковом числе молей газообразных веществ слева и справа (реакции идут без изменения объема).

Уменьшение концентрации одного из веществ вызовет смещение равновесия в сторону образования этого вещества.

В соответствии со сказанным для гомогенной равновесной системы

N₂O_4(газ) ⇄ 2NO_2(газ), DН = +23, 2 кДж/моль

имеем

.

Смещению равновесия вправо способствует:

а) увеличение концентрации N₂O₄

б) уменьшение концентрации NO₂

в) повышение температуры

г) понижение давления.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ 1. ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ

НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ.

О скорости реакции можно судить по скорости изменения какого-либо свойства системы, например, окраски, электропроводности, давления, спектра и т.д.

В предлагаемом опыте, преследующем цель убедиться в справедливости закона действия масс, измеряется не скорость реакции, а промежутки времени между началом реакции и видимым результатом ее. Однако этот промежуток времени связан определенным соотношением со скоростью реакции: чем больше скорость, тем меньше промежуток времени.

В основу опыта положено взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой. Процесс этот, протекая многостадийно (см. выше), приводит к слабой опалесценции и дальнейшему помутнению раствора от выпавшей свободной серы:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄+H₂O+SO₂+S¯

Ваша задача – зафиксировать время слабого помутнения раствора в трех вариантах, в каждом из которых реагирует равное количество серной кислоты с одним и тем же количеством тиосульфата натрия, при различных начальных концентрациях тиосульфата натрия.

Выполнение опыта. Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие пробирки внести: в первую – 5 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 10 капель воды, во вторую – 10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 5 капель воды, в третью - 15 капель 1н раствора тиосульфата натрия без воды.

Таблица 1

Влияние концентрации на скорость химической реакции.

 

№ пробирки (наблюдения)	Число капель раствора Na2S2O3	Число капель Н2О	Общий объем раствора (число капель)	Концентрация Na2S2O3, (условная)	Время течения реакции по секундомеру, t (с)	Скорость реакции v = 1/t, (усл. ед)
				1С
				2С
				3С

 

Таким образом, начальная концентрация Na₂S₂O₃ будет: в пробирке №1– 1С в пробирке №2 – 2С, в пробирке №3 – 3С.

Включить секундомер. В пробирку №1 добавить одну каплю 2н раствора серной кислоты. По секундомеру измерить время от момента добавления кислоты до появления в растворе заметной опалесценции. Также добавить по одной капле 2н серной кислоты в пробирки №2 и №3, отмечая время до появления в растворе опалесценции.

Данные опыта занести в таблицу 1. Рассчитать относительную скорость реакции и вписать ее значения в таблицу. Оформить результаты наблюдений в виде графика, откладывая на оси абсцисс концентрацию тиосульфата натрия в виде равномерно стоящих от начала координат трех точек, на оси ординат – относительную скорость. Сделать вывод о характере этой зависимости, а также о том, почему зависимость должна выражаться прямой линией и почему в качестве первой точки этой прямой правомерно использовать точку начала координат.

 

ОПЫТ 2. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ

РЕАКЦИИ.

В основе опыта лежит та же реакция, что и в опыте 1:

Na₂S₂O₃ + Н₂SO₄ = Na₂SO₄+ Н₂О+ SO₂+S¯

Ваша задача – зафиксировать время появления опалесценции раствора при различных температурах, но одинаковых концентрациях реагирующих веществ.

Выполнение опыта. Налить в стаканы на 1/2 высоты воду: в первый стакан – водопроводную, во второй – смесь водопроводной и горячей (температура должна быть на 10^оС выше, чем в первом стакане), в третий – горячую (температура на 10^о выше, чем во втором стакане).

В три пробирки набрать по 10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и опустить по одной в стаканы.

Замерить температуру в стаканах. Не вынимая пробирку с тиосульфатом, добавить в нее 1 каплю 2н серной кислоты и измерить время по секундомеру от момента добавления кислоты до появления легкой опалесценции. Повторить опыты с раствором тиосульфата и серной кислотой при двух других температурах. Произвести отсчет времени реакции по секундомеру, как и в первом случае. Результаты наблюдений внести в таблицу 2.

Таблица 2

Влияние температуры на скорость реакции.

 

№ наблюдения	Температура опыта, оС	Время течения реакции по секундомеру, t (с)	Скорость реакции , (усл. ед)

 

Оформить результаты наблюдений в виде графика, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат – относительную скорость реакции. Сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции, отметив, почему графическая зависимость от температуры не может выражаться прямой линией. Используя уравнение Вант-Гоффа, установить форму линии и ответить, почему нельзя начинать эту линию от начала координат.

ОПЫТ 3. ВЛИЯНИЕ КАТАЛИЗАТОРА НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ

РЕАКЦИИ.

Изучить влияние катализатора на скорость реакции можно на примере восстановления перманганата калия. Процесс протекает при комнатной температуре медленно. Ускоряют эту реакцию ионы марганца (II).

Выполнение опыта. В две пробирки поместить несколько капель раствора KMnO₄, 1М раствора щавелевой кислоты и серной кислоты. В одну из них бросить кристаллик MnSO₄. Через некоторое время отметить изменение окраски растворов в пробирке. Сделать вывод о роли MnSO₄. Написать уравнение реакции.

2KMnO₄ + 5H₂C₂O₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 10CO₂ + 8H₂O

 

ОПЫТ 4. СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ ПРИ ИЗМЕ

НЕНИИ КОНЦЕНТРАЦИИ ВЕЩЕСТВ.

Обратимая реакция между хлоридом железа (III) и роданидом калия или роданидом аммония протекает по уравнению:

FeCl₃ + 3KCNS ⇄ Fe(CNS)₃ + 3KCl

Образующийся в результате реакции роданид железа (III) имеет темно-красный цвет. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(CNS)₃, т.е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.

Выполнение опыта. В одну пробирку налить примерно 10 мл 0, 0025 н раствора хлорида железа (III) и добавить такое же количество 0, 0025 н раствора роданида калия или аммония. Раствор размешать стеклянной палочкой и содержимое разлить в 4 пробирки. Одну из пробирок оставить в качестве контрольной (для сравнения). Внести в первую пробирку концентрированный раствор хлорида железа, во вторую – несколько капель насыщенного раствора роданида калия, в третью – немного твердого хлорида калия. Осторожно перемешайте растворы в пробирках и сопоставьте интенсивности окраски полученных растворов с цветом исходного раствора в контрольной пробирке.

Составить уравнение реакции. Написать выражение для константы равновесия. Результаты наблюдений занесите в таблицу 3.

Таблица 3

Влияние концентрации веществ на смещение равновесия

 

№ пробирки	Добавляемое вещество	Изменение интенсивности окраски (ослабление, усиление)	Направление смещения равновесия (вправо, влево)
	FeCl3
	KCNS
	KCl

 

Лабораторная работа №3

В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Цель работы: изучение характера диссоциации гидроксидов и наблюдение смещения равновесия под влиянием изменения концентрации ионов в растворах электролитов; изучение поведения индикаторов в различных средах.

 

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Все вещества можно разделить на электролиты – вещества, проводящие электрический ток в водном растворе или расплаве и неэлектролиты – не проводящие электрический ток. Электролиты можно условно разделить на сильные и слабые.

К классу сильных электролитов относятся кислоты – соляная НCl, азотная HNO₃, серная H₂SO₄, хлорная HClO₄ и др., гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba), а также большинство солей.

К слабым электролитам относятся органические кислоты – муравьиная HCOOH, уксусная CH₃COOH, щавелевая H₂C₂O₄, сероводородная H₂S, угольная H₂CO₃, циановодородная HCN, азотистая HNO₂, большинство оснований, в т.ч. NH₄OH, вода, малорастворимые соли.

Молекулы всех электролитов подвергаются диссоциации – распаду на ионы, которые и являются проводниками электричества.

Кислоты, основания и соли в водном растворе распадаются на положительные (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и кислотные остатки. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

 

⇄ I-я ступень диссоциации

⇄ II-я ступень диссоциации

⇄ III-я ступень диссоциации

Все основания диссоциируют с образованием гидроксид-ионов и катионов. Многокислотные основания подвергаются многоступенчатой диссоциации:

⇄ I-я ступень диссоциации

⇄ II-я ступень диссоциации

Гидроксиды металлов, которые в водных растворах могут диссоциировать по кислотному и по основному типу, называются амфолитами (амфотерными гидроксидами). Это Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Ga(OH)₃ и др.

Схема диссоциации с учетом гидратации запишется так:

в кислой в щелочной

среде среде