Опыт №1. Влияние концентрации реагентов на скорость реакции.

Методика проведения эксперимента:

1) в 1-й цилиндр налить 30мл KIO₃

во 2-й цилиндр налить 20 мл KIO₃ и 10 мл H₂O

в 3-й цилиндр налить 10 мл KIO₃ и 10 мл H₂O

2) в 3 цилиндра налить 30 мл «рабочего» раствора (Na₂SO₄ + H₂SO₄ +крахмал)

3) слить по очереди попарно KIO₃ и «рабочий» раствор, каждый раз определяя время

с момента сливания до появления синего окрашивания в каждом цилиндре.

Уравнение реакции: 2 KIO₃ + 5Na₂SO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 5Na ₂SO₄+ I₂↓ + H₂O

Результаты эксперимента:

 

Концентрация С KNO3
Время τ (сек)
Относительная Скорость υ =1/ τ

υ =1/ τ

Вывод:

10 20 30 C

 

 

Опыт№2. Влияние температуры на скорость реакции.

Методика проведения эксперимента:

1) в две пробирки налить 1мл H₂SO₄ и 1мл Na₂S₂O₃, слить растворы и засечь время до появления мути при комнатной температуре.

2) Подобное провести при температуре на 10⁰ выше, для этого в стакан налить тёплой воды и опустить туда пробирки с реагентами. Температуру воды в стакане измерить термометром.

3) Слить содержимое пробирок с реагентами подобно (1) при температуре на 20⁰ выше комнатной.

4) Вычислить относительную скорость реакции и построить график зависимости скорости реакции от концентрации.

5) Вычислить, во сколько раз скорость второй реакции выше первой, третей выше второй. Полученные реакции занести в таблицу.

Уравнение реакции: Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = NaHSO₄ + SO₂↑ + S↓ + H₂O

 

Результаты эксперимента:

	Температура 0С	Время появления мути, τ, сек	Относительная скорость реакции υ =1/ τ	Во сколько раз изменилась скорость

υ =1/ τ

t⁰, C

 

 

Вывод:

Опыт№3. Влияния катализатора на скорость реакции.

Методика проведения эксперимента:

1) в две пробирки положить по грануле Zn

2) прилить по 5мл раствора H₂SO₄ и 5 капель раствора KMnO₄

3) в одну из пробирок добавить 5 капли катализатора KNO₃. Пробирки встряхнуть и посмотреть скорость изменение окраски растворов.

Уравнение реакции: 5 Zn + 8 H₂SO₄ + 2 KMnO₄ ^KNO₃ 5 Zn SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ +8 H₂O

Наблюдения:

Вывод:

Опыт№4. Влияние площади поверхности реагентов на скорость реакции.

Методика проведения эксперимента:

1) в пробирку кусочками мрамора налить раствор HCl (⅓ пробирки) и быстро присоединить к установке, включить секундомер и определить время за которое вытиснится из бюретки 10 мл H₂O.

2) Тоже проделать с порошком мрамора, но весу, разному кусочкам мрамора.

Уравнение реакции: 2 HCl + CaCO₃ = H₂O + CO₂↑ + CaCO₃

υ =1/ τ

	Время τ, сек	υ =1/ τ
Мрамор кусочками (S1)
Мрамор порошком (S2)

 

Вывод: S₁ S₂ S

Опыт№5. Влияние температуры на смещение равновесия.

Методика проведения эксперимента:

1) в пробирку налить 5мл раствора CH₃COOH и добавить 2 капли фенолфталеина

2) налить в стакан горячей воды и поместить в него пробирку с приготовленной смесью веществ и наблюдать изменение окраски раствора в пробирке.

Наблюдения:

Уравнение реакции: CH₃COONa + H₂O NaOH + CH₃COOH.

Вывод:

 

Лабораторная работа №3

Тема: Приготовление раствора заданной концентрации. Объемный анализ.

Цель работы: приготовить раствор серной кислоты заданной концентрации; определить нормальность раствора и титр методом титрования.

Ход работы:

Опыт №1. Приготовление раствора кислоты заданной концентрации.

Задание: приготовить____ мл _______ раствора H₂SO₄ из______ раствора с плотностью, равной______

Расчет объема раствора H₂SO₄ :

1)

 

2)

 

 

3)

 

 

Рассчитанное количество исходной кислоты перенести в мерную колбу с небольшим количеством воды, долить дистиллированной воды до метки и тщательно перемешать.

 

Опыт №2. Определение титра приготовленного раствора серной кислоты.

Порядок выполнения:

1. Заполнить бюретку приготовленным раствором серной кислоты.
2. Поместить в 2 колбы по 10 мл раствора буры Na₂B₄O₇ ∙ 10H₂O с помощью мерной пипетки и добавить в каждую колбу по 2 капли индикатора метилового-оранжевого.
3. Раствор в колбах титровать (добавлять из бюретки по каплям раствор кислоты, перемешивая жидкость вращением колбы) до изменения окраски от желтого к розовому.

Результаты титрования:

1 титрования: Na₂B₄O₇ взято 10 мл, H₂SO₄ пошло ____ мл

2 тиррование: Na₂B₄O₇ взято 10 мл, H₂SO₄ пошло ____ мл

Среднее значение 10 мл, ____ мл.

Обработка экспериментальных данных:

.

 

.

 

 

Вывод:

Лабораторная работа №4

Тема: Окислительно-восстановительные процессы

Цель: на практике ознакомиться со свойствами наиболее распространённых окислителей и восстановителей.

Ход работы

Опыт №1. Реакции межмолекулярного окисления – восстановления

а) окислительные свойства бихромата калия:

K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

 

Наблюдения: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Вывод: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

б) восстановительные свойства йодида калия:

CuSO₄ + KJ → CuJ + K₂SO₄ + J₂

 

 

Наблюдения: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Вывод: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

Опыт №2. Реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования)

Na₂S₂O₃ + HCl_(k) → NaCl + SO₂ + S↓ + H₂O Na − O − = S

Na − O − = O

 

Наблюдения: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Вывод: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

Опыт №3. Реакция внутримолекулярного окисления-восстановления

Сu(NO₃)₂ ^t→ CuO + NO₂ +O₂

 

 

Наблюдения: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Вывод: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

Опыт №4. Влияние pH-среды на характер восстановления перманганата калия:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂ SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

 

 

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂↓ + Na₂ SO₄ + KOH

 

 

KMnO₄ + Na₂SO₃ + KOH → K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

 

Наблюдения: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Вывод: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

Опыт №5. Окислительно-восстановительные свойства перекисных соединений:

H₂O₂ + KJ → J₂ + KOH

 

H₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → O₂ + Mn SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

 

Наблюдения: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Вывод: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

Лабораторная работа №5

Тема: Гальванический элемент. Электролиз.

Цель: Научится составлять гальванический элемент, измерить его ЭДС, производить расчёты максимальной электрической работы и определить погрешность экспериментальных данных. Получить представление о механизме процессов, протекающих при электролизе растворов.

Контрольные вопросы:

1. Какие электрохимические системы называются гальваническим элементом?

2. Дать определение катоду и аноду.

3. Правила записи схемы гальванического элемента.

4. Полуреакции, токообразующая реакция.

5. Что называется ЭДС.

6. Почему напряжение цепи меньше ЭДС.

Ход работы

⇐ Предыдущая1234Следующая ⇒

Поделиться: