Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

а) К 1 н раствору тиосульфата натрия Na₂S₂О₃ прилить 2 н раствор серной кислоты H₂SO₄. Наблюдается помутнение раствора, которое вызвано взаимодействием тиосульфата натрия и серной кислоты с выделением свободной серы:

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

Время, которое проходит от начала реакции до заметного помутнения раствора, характеризует скорость реакции.

б) В три большие нумерованные пробирки налить разбавленный (1:200) раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃: в первую - 5 мл, во вторую - 10 мл, в третью - 15 мл. К содержимому первой пробирки добавить 10 мл воды, а второй - 5 мл воды. В три другие пробирки налить по 5 мл разбавленной (1:200) серной кислоты. В каждую пробирку с раствором Na₂S₂O₃ прилить при помешивании по 5 мл приготовленной H₂SO₄ и определить время с момента добавления кислоты до помутнения раствора в каждой пробирке. Записать результаты:

№ про- бир- ки	V(Na2S2O3), мл	V(Н2О), мл	V(H2SO4), мл	Общий объем раствора, мл	Условная концен-трация Na2S2O3	Время протекания реакции до появления мути, τ	Скорость реакции в условных единицах, V = (1/τ)
		-			1C 2C 3C

Результаты изобразить графически, отложив на оси абсцисс условные концентрации Na₂S₂O₃ , а на оси ординат - скорость реакции V = 1/τ. Сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от температуры.

Для опыта взять разбавленные (1:200) растворы Na₂S₂O₃ и H₂SO₄. Налить в три большие нумерованные пробирки по 10 мл раствора Na₂S₂O₃, в другие три - по 10 мл раствора серной кислоты и разделить их на три пары: по пробирке с раствором Na₂S₂O₃ и H₂SO₄ в каждой паре. Отметить температуру воздуха в лаборатории, слить вместе растворы первых двух пробирок, встряхнуть и определить время с момента добавления кислоты до помутнения раствора.

Две другие пробирки поместить в химический стакан с водой и нагреть воду до температуры на 10 °С выше комнатной. За температурой следить по термометру, опущенному в воду. Слить содержимое пробирок, встряхнуть и отметить время от слива до появления мути. Повторить опыт с оставшимися двумя пробирками, нагрев их в том же стакане с водой до температуры на 20 °С выше комнатной. Записать результаты:

№ пробирки	V(Na2S2O3), мл	V(H2SO4), мл	Температура, °С	Время до появления мути, τ	Скорость реакции в условных единицах, V = (1/τ)
			°С °С + 10° °С + 20°

Построить график зависимости скорости реакции от температур: на оси абсцисс нанести значения температуры в опытах, на оси ординат - величины скорости реакции V = 1/τ.

Каталитическое действие оксида марганца (IV).

Налить в пробирку 3 мл 3 % - ного раствора перекиси водорода и ввести туда на кончике шпателя несколько крупинок MnO₂. С помощью тлеющей лучины убедиться в выделении кислорода.

Контрольные вопросы

1. Что называют скоростью химической реакции? Какова ее размерность? Как и почему скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ и температуры?

2. Укажите на графике, каким образом определяется порядок реакции.

3. Что такое энергия активации? Каковы ее порядок и размерность? Укажите на графике, каким образом определяется энергия активации.

4. Что такое катализатор, ингибитор? Какие типы катализа Вы исследовали в данной работе? Напишите уравнения реакций и укажите катализатор или ингибитор.

Лабораторная работа № 4

Химическое равновесие

Цель работы: изучить факторы, влияющие на смещение химического равновесия.

Приборы и посуда: химический стакан на 100мл, 4 пробирки в штативе.

Реактивы и материалы: хлорид железа (III) FeCl₃ (0,001 н и насыщ.); роданид калия KSCN (0,001 н и насыщ.).

Ход работы

Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ.

В стакане смешать по 10 мл 0,001 н растворов хлорида железа (III) FeCl₃ и роданида калия KSCN. Написать уравнение этой обратимой реакции и выражение константы равновесия.

Полученный раствор разлить поровну в четыре пробирки. В первую пробирку добавить концентрированного раствора хлорида железа (III), во вторую - концентрированного раствора роданида калия, в третью - кристаллического хлорида калия, а четвертую пробирку оставить для сравнения. Сравнить цвет жидкостей в пробирках. По изменению интенсивности окраски сделать вывод о смещении равновесия. Объяснить изменение окраски раствора на основании закона действия масс. Сместится ли равновесие при разбавлении полученных растворов?

Контрольные вопросы

1. Дайте определение понятию «химическое равновесие».

2. Сформулируйте принцип Ле - Шателье.

3. Запишите уравнения реакций в сокращенном молекулярно-ионном виде, на примере которых Вы исследовали смещение химического равновесия. Запишите выражения для соответствующих констант равновесия.

4. Как влияет температура на смещение химического равновесия? Объясните это смещение на конкретных примерах.

 

 

Лабораторная работа № 5

Свойства буферных растворов

Цель работы: научиться готовить буферные растворы; исследовать зависимость показателя рН буферного раствора от концентраций компонентов буферной системы.

Приборы и оборудование: набор пробирок в штативе; бюретки емкостью 25 мл; пипетки емкостью 1 мл; стеклянные палочки; капельницы с растворами; пипетки глазные.

Реактивы: 0,1 М и 0,01 М соляная кислота; 0,1 М растворы уксусной кислоты, гидроксида натрия, ацетата натрия; раствор хлорида натрия 0,9 %; раствор лакмоида в этаноле.

 

Ход работы

Приготовление буферных растворов с различным значением рН.

а. Рассчитать объемы исходных растворов для приготовления буферных смесей объемом 10 мл с соотношением концентраций CH₃COONa и СН₃СООН: в пробирке № 1 - 1:9, в пробирке № 2 - 1:1, в пробирке № 3 - 9:1.

б. Объемы растворов уксусной кислоты и ацетата натрия отмерить в пробирки с помощью бюретки; содержимое пробирок тщательно перемешать стеклянной палочкой.

в. Приготовить серию буферных растворов с тем же соотношением концентраций соли и кислоты, но с меньшей суммарной концентрацией компонентов. Для этого пипеткой отобрать по 1 мл приготовленных ранее растворов и к каждому добавить 8 мл дистиллированной воды. Содержимое перемешать (в пробирках № 1 и 4, № 2 и 5, № 3 и 6 находятся растворы с одинаковым соотношением концентраций соли и кислоты, но растворы в пробирках № 4 - 6 являются разбавленными по сравнению с таковыми в пробирках № 1 - 3.)

г. Во все пробирки добавить по 2 капель раствора лакмоида, содержимое пробирок перемешать. На белом фоне сравнить окраску растворов.

5. Результаты наблюдений и расчетов внести в таблицу:

 

№ пробирки	C(CH3COONa):С(СН3СООН)	рН	Цвет буферного раствора после добавления лакмоида

Изучение влияния небольших количеств сильных кислот и оснований на показатель рН буферного раствора.

а. В пробирках № 1, 2 приготовить по 10 мл буферного раствора с соотношением концентраций ацетата натрия и уксусной кислоты 2:3, предварительно рассчитанные объемы растворов отмерив с помощью бюреток.

б. В пробирки № 3 и 4 отобрать пипеткой по 10 мл физиологического раствора (0,9 % раствора хлорида натрия).

в. Ко всем растворам добавить по 5 капель раствора лакмоида и содержимое пробирок перемешать. При необходимости окраску физиологических растворов выравнить, добавив в пробирки № 3 и 4 по каплям 0,01 М соляную кислоту. После каждого добавления капли кислоты раствор перемешать стеклянной палочкой.

г. В пробирки №1 и 3 добавить по 5 капель 0,1 М раствора гидроксида натрия, в № 2 и 4 - по 5 капель 0,1 М соляной кислоты. Все растворы перемешать.

Результаты наблюдений внести в таблицу:

 

 

 

№ пробирки	Раствор	Цвет раствора
после добавления лакмоида	после добавления лакмоида и 5 капель 0,1 М НС1	после добавления лакмоида и 5 капель 0,1 М NaOH
	Буферный
	Буферный
	Физиологический
	Физиологический

Контрольные вопросы

1. К 50 мл 0,3 М соляной кислоты добавили 120 мл 0,125 М раствора аммиака. Вычислите количество аммиака, которое необходимо добавить к полученному раствору, чтобы получить рН = 9. Ответ: 8,63 ммоль.

2. К 50 мл 0,3 М раствора аммиака добавили в первом случае 75 мл 0,2 М соляной кислоты, во втором - 50 мл 0,5 М соляной кислоты. Рассчитайте рН полученных растворов.

Oтвет: 5,08; 1,00.

3. Вычислите рН раствора, полученного при смешивании 5 мл 0,2 М раствора дигидрофосфата натрия и 10 мл 0,02 М раствора гидроксида натрия. Ответ: 6,61.

 

 

Лабораторная работа № 6

Определение порога коагуляции золя Fe(ОН)₃

Цель работы: изучить явление коагуляции, научиться определять порог коагуляции гидрофобных золей.

Посуда и приборы: стакан на 200 мл; 10 пронумерованных пробирок; мерный цилиндр на 10 мл; электроплитка.

Реактивы: дистиллированная вода; 2 %-ный раствор FeCl₃; 0,01 н раствор K₂SO₄.

Ход работы

1.100 мл дистиллированной воды нагревают до кипения. В кипящую воду по каплям добавляют 10 мл 2 %-ного раствора FеС1₃. Получают коллоидный раствор интенсивного красно-коричневого цвета:

FeCl₃ + 3H₂O↔Fe(OH)₃ + 3HCl.

Поверхностные молекулы агрегата Fe(OH)₃ вступают в химическое соединение с HCl:

Fe(OH)₃ + HCl ↔ FeOCl + 2H₂O.

Молекулы FeOCl, подвергаясь диссоциации, образуют ионы FeO⁺ и Cl^-. По правилу Пескова – Фаянса

FeOCl↔ FeO⁺ + Cl^-.

(Fe(OH)₃)_m + nFeO⁺ + nCl^- → {[Fe(OH)₃]_m∙nFeO⁺∙(n - x)Cl^-}xCl^-.

2. Полученный гидрозоль Fe(OH)₃ разливают по 10 мл в десять нумерованных пробирок. В 1-ю пробирку приливают при помощи пипетки 0,5 мл 0,002 н раствора Na₂SO₄ - электролита - коагулянта. В каждую последующую пробирку приливают на 0,5 мл электролита больше, чем в предыдущую, причем после добавления раствора соли пробирку встряхивают до равномерного перемешивания смеси. Прибавляя электролит, наблюдают, от какого количества коагулянта появится устойчивое помутнение и через некоторое время - коагуляция. Минимальный объем электролита будет порогом коагуляции γ для данного золя в условиях опыта. Порог коагуляции вычисляют по формуле:

γ = СV_min∙1000/10 (мл/л),

где С - концентрация электролита, моль/л; V_min - минимальный объем раствора электролита, при добавлении которого началась коагуляция золя, мл.

Прибавление электролитов снижает не общий заряд коллоидной системы, а величину ζ-потенциала до критического значения, при котором золь теряет устойчивость и коагулирует. При ζ = 0 (в изоэлектрическом состоянии), мицеллы теряют диффузный слой ионов, например при добавлении электролита Na₂SO₄ к золю Fe(OH)₃ мицеллы золя

{[Fe(OH)₃]_m∙nFeO⁺∙(n - x)Cl^-}xCl^-

приобретают следующее строение: {[Fe(OH)₃]_m∙nFeO⁺ ∙ nCl^-}⁰.

Контрольные вопросы

1. Охарактеризуйте типы устойчивости дисперсных систем (седиментационная, агрегативная, конденсионная).

2. Укажите факторы, влияющие на устойчивость лиозолей.

3. Дайте определение коагуляции. Что такое порог коагуляции? Как его рассчитывают?

4. Сформулируйте правило Шульце-Гарди.

5. Что такое пептизация?

 

Лабораторная работа № 7