Опыт 1. Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Лабораторная работа №1

Скорость химических реакций

Химические реакции протекают с различными скоростями. Скорость и механизм химических превращений изучает особый раздел химии - химическая кинетика. Знание законов химической кинетики имеет большое научное и практическое значение.

Химические реакции могут протекать в однородных системах, состоящих из одной фазы, и неоднородных, состоящих из нескольких фаз.

Системой в химии принято называть вещество или совокупность веществ, физически ограниченных от внешней среды.

Фаза - однородная часть системы, обладающая на всем протяжении одинаковыми свойствами и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Система, состоящая из одной фазы, называется гомогенной (газовая смесь - воздух, смесь воды и спирта).

Реакция, протекающая в такой системе, называется гомогенной.

Система, состоящая из нескольких фаз, называется гетерогенной (вода со льдом).

Реакция, протекающая в такой системе, называется гетерогенной.

В гомогенной системе реакция идет во всем объеме этой системы. Например, при сливании растворов серной кислоты и гидроксида натрия реакция идет во всем объеме раствора:

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O.

В гетерогенных системах реакция протекает только на поверхности раздела фаз, образующих систему. Например, растворение металла в кислоте протекает на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом реагирующие вещества:

Zn + 2НСl = ZnCl₂ + Н₂ .

В связи с этим скорость гомогенной и гетерогенной реакции определяются различно.

Скорость гетерогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз.

Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

Если реакции в гомогенной системе протекают при постоянном объеме, то ее скорость может быть определена через изменение концентрации реагирующих веществ за единицу времени.

Для вещества, вступающего в реакцию, это определение может быть выражено уравнением:

n = -DC / Dt , моль/л_*сек

а для образующегося вещества

n = DC / Dt , моль/л_*сек

где DC - изменение концентрации вещества за время Dt, моль/л.

Знаки в правой части этих уравнений различны, так как в ходе реакции концентрации исходных веществ убывают (DC < 0), а для образующихся продуктов – возрастают (DC > 0).

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализатора.

В тех случаях, когда при протекании реакции необходимо столкновение двух реагирующих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс:

при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.

Например, если реакция протекает по уравнению:

2NO_газ + O_{2 газ} = 2NO_{2 газ}.

то выражение закона действия масс запишется следующим образом:

V= К [NO]²_* [О₂],

где V- скорость реакции,

К- константа скорости.

Величина константы скорости К зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и от присутствия катализатора, но не зависит от концентрации веществ.

В случае гетерогенных реакций в уравнении закона действия масс входит концентрация только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно представляет собой постоянную величину и поэтому входит в константу скорости.

Например, для реакции горения угля

C _тв + O_{2 газ} = CO₂ _газ,

закон действия масс пишется так:

V = К _* [O₂].

Зависимость скорости химической реакции от температуры подчиняется эмпирическому закону Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10°С скорость химических реакции, увеличивается примерно в 2-4 раза

где g - температурный коэффициент скорости реакции, значение которого лежит в пределах 2-4; - скорость реакции при температуре t ₂ ⁰C; - cкорость реакции при температуре t ₁ ⁰C.

Экспериментальная часть

Опыт 2. Влияние температуры

Вопросы для самоконтроля

1. От чего зависит скорость химической реакции в гомогенных и гетерогенных реакциях?

2. Как зависит скорость гомогенных реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры?

3. Как объяснить механизм действия катализатора при гомогенном и гетерогенном катализе?

4. Написать выражения скорости для следующих реакций:

а) 2А_(газ) + В_(газ) = А₂В_(газ), б) N_{2 (газ)} + O_{2 (газ)} = 2NO _(газ),

в) FeO_(тв) + H_{2 (газ)} = Fe_(тв) + H₂O_(ж)

Как изменится скорость реакции а) и б) при увеличении концентрации исходных веществ в два раза?

5. Константа скорости реакции

А + 2В = АВ₂ равна 2´ 10^-3л/моль^oС.

а) Какова скорость указанной реакции в начальный момент, если концентрации веществ А равна концентрации веществ В и составляет 0, 4 моль/л?

б) Какова будет скорость ₂ этой реакции через некоторое время, если к этому моменту образуется 0, 1 моль/л вещества АВ₂?

6. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 1, 5. Во сколько раз увеличится скорость данной реакции при повышении температуры на 30⁰С?

Лабораторная работа №2.

Экспериментальная часть.

Методом титрования.

Перед началом титрования бюретку сполосните раствором щелочи, выданным для работы. Нормальность раствора щелочи указана на этикетке склянки.

Налейте раствор щелочи в бюретку несколько выше нулевого деления. Установите уровень щелочи (по нижнему мениску) на нулевом делении бюретки. Если нулевая отметка находится значительно выше уровня глаз, титрование можно вести от другого деления, например, от 10мл.

Проведите ориентировочное титрование. Для этого в пипетку с помощью груши наберите 10мл (аликвотную часть) приготовленного раствора кислоты. Из пипетки кислоту вылейте в коническую колбу для титрования, внесите туда 2-3 капли индикатора фенолфталеина. Из бюретки по каплям прилейте щелочь, постоянно перемешивая содержимое колбы кругообразными движениями. Титрование проведите на белом фоне, подложив под колбу лист белой бумаги. Как только раствор станет от прибавления одной капли щелочи бледнорозовым, добавление щелочи прекратите и запишите объем щелочи, пошедший на титрование. Титрование надо будет повторить еще два раза. Каждый раз перед титрованием новой пробы кислоты подливайте щелочь в бюретку до нулевой отметки или до того уровня, с которого начали титровать в первом опыте. После каждого титрования объем щелочи с точностью до десятых долей миллилитра записывайте в таблицу. Эти объемы не должны отличаться более, чем на 0, 1мл. Если результаты титрования отличаются на большую величину, титрование следует повторить.

Рассчитайте нормальную концентрацию приготовленного раствора кислоты, используя закон эквивалентов:

" вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентных количествах", т.е. число эквивалентов щелочи, пошедшее на титрование (N_щ), равно числу эквивалентов кислоты, взятой для анализа (N_к):

N_щ= N_к.

Число эквивалентов растворенного вещества в данном объеме раствора (V) равно произведению объема раствора на его нормальность, т.е.

N = V × С_н, где:

V - объем раствора, мл;

С_н- нормальность раствора, моль/л.

Тогда:

V_щ× С_н(щел)= V_к× С_н(кисл), отсюда:

, где:

С_н(к) и С_н(щ) - нормальные концентрации кислоты и щелочи, моль/л;

V_щ - средний объем щелочи, пошедший на титрование, мл;

V_к_-объем кислоты, взятой для титрования (объем пипетки) мл.

Расчет концентрации кислоты произведите с точностью до четвертого знака после запятой.

При оформлении результатов опыта:

1. Запишите плотность (r_исх) и процентную концентрацию исходного раствора ( _исх, %).

2. Приведите расчет объема исходной кислоты (V_исх), необходимого для приготовления заданного раствора.

3. Запишите объем кислоты, взятый для титрования (объем пипетки, V_к), нормальность раствора щелочи С_н(щел.).

Затем заполните таблицу 1:

Таблица 1.

Результаты титрования.

Объем кислоты, взятый для титрования, (V_к), мл	Объем щелочи, пошедший на каждое титрование (V_щ), мл	Средний объем щелочи (V_щ), мл

Вопросы для самоконтроля.

1. При некоторых заболеваниях в организм вводят раствор хлористого натрия с массовой долей 0, 9%, называемый физиологическим раствором.

Вычислите, сколько воды и соли нужно взять для приготовления 250 мл физиологического раствора, плотность которого 1, 005г/см³.

Ответ: 2, 26 г соли и 248, 99г воды.

2. Для определения времени рекальцификации кровяной плазмы применяют 0, 025М раствор хлорида кальция, который готовят из сухого прокаленного вещества. Сколько хлористого кальция необходимо для приготовления 500мл требуемого раствора?

Ответ: 1, 37г CaCl₂.

3. Для компенсации недостатка соляной кислоты в желудочном соке применяют ее растворы как лекарственные формы. Сколько мл HСl с массовой долей 26% (пл.1, 12г/см³) необходимо для приготовления 200мл 0, 1н раствора HСl?

Ответ: 2, 5мл.

4. Содержание сульфата железа (II) в растворе (пл. 1, 122г/см³) составляет 12%. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента сульфата железа (II) в растворе.

Ответ: С_м (FeSO₄)=0, 886 моль/л,

С_н (FeSO₄)=1, 772 моль/л.

5. В биохимическом анализе для определения сахара в крови необходим раствор сульфата цинка с массовой долей 0, 45%, который готовят разбавлением водой исходного раствора с массовой долей 45%. Сколько воды и кристаллогидрата ZnSO₄ × 7Н₂О требуется для приготовления 2кг исходного раствора? Сколько исходного раствора нужно для приготовления 200г раствора с массовой долей 0, 45%?

Ответ: 396г воды и 1604г ZnSO₄ × 7H₂O; 2г исходного раствора.

6. На нейтрализацию 50мл раствора КОН пошло 10мл 0, 8н раствора HСl. Рассчитайте нормальность раствора щелочи.

Ответ: С_н(KОН) = 0, 16моль/л.

7. Для приготовления 0, 025М раствора хлорида кальция используют CaCl₂ в ампулах с массовой долей 0, 45% (пл.1, 04г/cм³). Сколько мл этого раствора необходимо для приготовления 500мл 0, 025М раствора?

Ответ: 13 мл.

Лабораторная работа № 3

Растворы электролитов.

В водных растворах солей и, кислот и оснований происходит распад вещества на положительные ионы- катионы и отрицательные ионы-анионы.

Распад вещества на ионы в водных растворах называется электролитической диссоциацией.

Диссоциация в растворах происходит только в полярных растворителях. Она обусловлена взаимодействием полярных молекул растворителя с растворенным веществом, содержащим полярные и ионно-ковалентные связи.

Вещества, диссоциирующие на ионы в расплавах или в растворах в полярных растворителях, называют электролитами.

Способность веществ диссоциировать на ионы количественно характеризуют величиной степени диссоциации:

a =n/n₀, где

n_0-общее число молекул в растворе,

n - число молекул, подвергшееся диссоциации.

По способности к диссоциации все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах существуют в виде ионов. Чтобы подчеркнуть, что равновесие диссоциации сильных электролитов смещено в сторону образования ионов, в уравнениях диссоциации принято писать знак равенства:

HCl = H⁺+ Cl^-

NaOH = Na⁺+ OH^-

K₂SO₄= 2K⁺ + SO₄^2-

К сильным электролитам относятся соли; кислоты HClO_4,

HClO_3, HСl_,HBr, HJ, HMnO₄, HNO_3,H₂SO₄; основания щелочных металлов LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH и щелочно-земельных металлов Ca(OH)_2, Sr(OH)_2,Ba(OH)_2.

Слабые электролиты в растворах диссоциированы частично. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между молекулами вещества и ионами. При написании уравнения диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости:

HNO₃Û H⁺+ NO₃^-

NH₄OHÛ NH₄+ OH^-

Многоосновные слабые кислоты и многокислотные слабые основания диссоциируют ступенчато:

H₂CO₃Û H⁺+HCO₃^-

HCO₃Û H⁺ + CO₃^2-

Pb(OH)₂Û (PbOH)⁺ + OH^-

(PbOH)⁺ Û Pb⁺ + OH^-

Многоосновные сильные кислоты и многокислотные сильные основания диссоциируют по первой ступени как сильные электролиты, а по второй - как электролиты средней силы, например:

H₂SO₄Û H⁺ + HSO₄^-

HSO₄Û H⁺+ SO₄^2-

Ca(OH)₂Û CaOH⁺ + OH^-

CaOH⁺Û Ca²⁺ + OH^-

Реакции в водных растворах электролитов протекают между их ионами.

Реакции, осуществляющиеся в результате обмена между электролитами, называются реакциями обмена.

Отличительной чертой реакции обмена является сохранение всех веществ их степеней окисления.

Реакциями обмена, написанными в молекулярной форме, не отражаются особенности взаимодействия между ионами в растворе. Эти особенности отражаются ионно-молекулярными уравнениями.

При составлении ионно-молекулярных уравнений:

1) сильные электролиты записывают в виде ионов;

2) вещества малодиссоциированные, малорастворимые и газообразные записывают в виде молекул.

Например: NiSO_4,+ 2NaOH = Ni(OH)₂^-+Na₂SO₄-молекулярное уравнение реакции.

Полное ионно-молекулярное уравнение этой реакции имеет вид:

Ni²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺+ 2OH^- = Ni(OH)₂⁺ + 2Na⁺ + SO₄^2-

Сущность протекающего химического взаимодействия отражает краткое ионно-молекулярное уравнение:

Ni²⁺+ 2OH^- = Ni(OH)₂

Краткое ионно-молекулярное уравнение не исключает те ионы, которые присутствуют в неизменном виде и качестве в правой и левой частях полного ионно-молекулярного уравнения.

Еще один пример:

CaCO₃^- + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂ -молекулярное уравнение реакции;

CaCO₃ + 2H⁺ + 2Cl²⁺= Ca²⁺+ 2Cl^-+ CO₂ -полное ионно-молекулярное уравнение.

СaCO₃ + 2H⁺= Ca²⁺ + H₂O + CO₂ -краткое ионно- молекулярное уравнение.

В соответствии с принципом смещения равновесия реакции обмена между электролитами в растворе пойдут в одну сторону, если какое-либо вещество будет удаляться из сферы реакции по мере ее протекания.

Реакции обмена будут протекать в прямом направлении, если в результате реакции образуются:

1) малорастворимое соединение;

2) малодиссоциированное соединение;

3) газообразное соединение;

4) комплексное соединение.

Например:

1.BaCl₂ + Na₂SO₄ + BaSO₄¯ + 2NaCl

Ba²⁺+ SO₄^2-= BaSO₄¯

2. NaOH + HСl = NaCl + H₂O

H⁺ + OH^-= H₂O

3. Na₂S + H₂SO₄ = H₂S + Na₂SO₄

2H⁺ + S^2-= H₂S

4. AlCl₃ + 4KOH = K[Al(OH)₄] + 3KCl

Al²⁺ + 4OH^- = [Al(OH)₄]^-

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Получение малорастворимых веществ.

а) В три пробирки внести по 2-3 капли следующих растворов:

в одну -сульфата натрия; в другую - сульфата цинка; в третью - сульфата алюминия. В каждую из пробирок добавить несколько капель раствора хлорида бария. Описать наблюдения. Нарисовать молекулярные и общие ионно-молекулярное уравнения реакций.

б ) В три пробирки внести по 2-3 капли следующих растворов:

в одну- соль меди (II); в другую соль никеля(II); в третью -соль кобальта(II). В каждую из пробирок добавить по 2-3 капли раствора гидроксида натрия. Описать наблюдения. Отметить цвет осадков.

Нарисовать молекулярные и общие ионно-молекулярное уравнения реакций.

в) Пользуясь имеющимися в штативе реактивами, осуществить реакцию, выраженную следующим ионно-молекулярным уравнением:

Mg²⁺ + 2OH^-= Mg(OH)₂¯

Для опыта необходимо брать по 2-3 капли растворов.

Нарисовать молекулярное уравнение реакции.

Опыт 2. Получение слабодиссоциирующих веществ.

Внести в пробирку 2-3 капли раствора ацетата натрия и добавить 2-3 капли 0, 1н раствора хлороводородной кислоты, нагреть. Образующаяся при реакции уксусная кислота определяется по запаху.

Нарисовать молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции.

Опыт 3. Получение легколетучих веществ.

а) В две пробирки внести по 2-3 капли раствора карбоната натрия. В одну пробирку добавить несколько капель хлороводородной кислоты, в другую - уксусной кислоты.

Описать наблюдения.

Нарисовать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций разложения слабой угольной кислоты на диоксид углерода и воду.

б) Пользуясь имеющимися в штативе реактивами, осуществить реакцию, выраженную следующим ионно-молекулярным уравнением:

NH₄⁺+ OH^-= NH₄OH

Для опыта необходимо брать по 2-3 капли каждого раствора.

По запаху определить, какой газ выделяется. Нарисовать молекулярное уравнение реакции.

Сделать общий вывод по работе. В каких случаях реакции между электролитами в растворах смещены в прямом направлении?

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ.

1. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций между следующими веществами:

а)сульфидом натрия и серной кислотой;

б) хлористым аммонием и гидроксидом кальция;

в) сульфитом натрия и серной кислотой;

г) сульфидом железа (II) и хлороводородной кислотой;

д) гидроксидом бария и хлороводородной кислотой;

е) гидроксидом железа(III) и азотной кислотой;

ж) гидроксидом алюминия и едким натрием;

з) нитратом цинка и избытком едкого калия.

2. Допишите ионные уравнения реакций и составьте по ним молекулярные уравнения.

1) Ca²⁺+ CO₃^2- = 5) Cu²⁺ + S^2-=

2) H⁺+ CO₃^2- = 6) Mg(OH)₂ + 2H⁺=

3) Ba²⁺+ SO₄^2- = 7)Pb²⁺+ 2Cl^- =

4) Cu²⁺+ H₂S = 8) Ag⁺ + I^- =

3. Осуществите следующие превращения:

а) Al₂O₃® AlCl₃® Al(OH)₃® Al(NO)₃

Na₃AlO₃

б) NH₃® NH₄OH ® NH₄H₂PO₄ ® (NH₄)₂HPO₄

Лабораторная работа №4

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Лабораторная работа №1

Скорость химических реакций

Система, состоящая из одной фазы, называется гомогенной (газовая смесь - воздух, смесь воды и спирта).

Реакция, протекающая в такой системе, называется гомогенной.

Система, состоящая из нескольких фаз, называется гетерогенной (вода со льдом).

Реакция, протекающая в такой системе, называется гетерогенной.

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O.

Zn + 2НСl = ZnCl₂ + Н₂ .

В связи с этим скорость гомогенной и гетерогенной реакции определяются различно.

Для вещества, вступающего в реакцию, это определение может быть выражено уравнением:

n = -DC / Dt , моль/л_*сек

а для образующегося вещества

n = DC / Dt , моль/л_*сек

где DC - изменение концентрации вещества за время Dt, моль/л.

Например, если реакция протекает по уравнению:

2NO_газ + O_{2 газ} = 2NO_{2 газ}.

то выражение закона действия масс запишется следующим образом:

V= К [NO]²_* [О₂],

где V- скорость реакции,

К- константа скорости.

Например, для реакции горения угля

C _тв + O_{2 газ} = CO₂ _газ,

закон действия масс пишется так:

V = К _* [O₂].

Зависимость скорости химической реакции от температуры подчиняется эмпирическому закону Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10°С скорость химических реакции, увеличивается примерно в 2-4 раза

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Реакция взаимодействия тиосульфата натрия Na₂S₂O₃с серной кислотой H₂SO₄ протекает по уравнению:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄+ S¯ +SO₂ + H₂O.

Проделать качественный опыт, для этого внести в пробирку 3-5 капель 1н раствора тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ и 2-3 капли 2н раствора серной кислоты H₂SO₄. Отметить появления опалесценции (слабого свечения) и дальнейшее помутнение раствора от выпадающей в осадок свободной серы.

После данного и последующего опыта следует немедленно мыть пробирки!

Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие конические пробирки внести:

в первую: 4 капли раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды;

во вторую: 8 капель раствора тиосульфата натрия и 4 капель воды;

в третью: 12 капель раствора тиосульфата натрия.

Содержимое пробирок перемешать стеклянными палочками.

Таким образом, в одинаковых объемах полученных растворов будет содержаться различное число молей тиосульфата натрия:

1С моль - количество молей тиосульфата натрия Na₂S₂O₃в пробирке №1,

2С моль-количество молей тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ в пробирке №2,

3С моль- количество молей тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ в пробирке №3

В пробирку №1 добавить одну каплю раствора серной кислоты, раствор перемешать стеклянной палочкой, чтобы реакция шла по всему объему раствора. По секундомеру или секундной стрелке наручных часов измерить время от момента добавления кислоты до появления в растворе первоначального помутнения. Аналогичный опыт проделать в пробирке №2, затем в пробирке №3.

Данные опытов занести в таблицу 5.1:

Таблица 5.1

Результаты опыта №1

Пробирки	Число капель 1н р-ра Na₂S₂O₃	Число капель воды	Число капель серной кислоты	Условн. коцентр Na₂S₂O₃в молях	Время течения реакции t, сек	Скорость реакции 1/t в усл. ед.(t_c)
				C
				2C
				3C

На миллиметровой бумаге начертить график зависимости скорости (V) реакции от концентрации реагирующих веществ (C): на оси абсцисс в произвольном масштабе отложить значения условных концентрации тиосульфата натрия, на оси ординат - значения скорости реакции в условных единицах.

Сделать вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Опыт 2. Влияние температуры

12 3	Поделиться: