Лаб. работы химия. Методические указания к выполнению лабораторных работ Иркутск 2011 оглавление
 Скачать 435.5 Kb.
|
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температурыНалейте в три пробирки по 3 мл раствора тиосульфата натрия, в три другие пробирки - по 3 мл раствора серной кислоты. Первую пару пробирок (кислота-тиосульфат) и термометр поместите в стакан с водой комнатной температуры. Через 3-5 мин, когда растворы в пробирках примут температуру воды, запишите показания термометра. Слейте растворы в одну пробирку и встряхните ее несколько раз. Определите время от начала реакции до появления заметной мути. Для следующего определения в стакан подлейте горячей воды так, чтобы температура стала на 10°С выше. Поместите вторую пару пробирок и оставьте их на 3-5 мин, поддерживая температуру постоянной. Слейте содержимое пробирок и отметьте время. Повторите опыт с третьей парой пробирок, повысив температуру еще на 10°С. Требования к результатам опыта: а) Данные опыта запишите в табл.2. Таблица 2.
б) Рассчитайте относительную скорость реакции по соотношению V = 100/τ. в) Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции g, разделив V2 на V1 и V3 на V2. Найдите среднее значение g. г) Выразите графически зависимость скорости реакции от температуры, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат – относительную скорость. Проходит ли кривая через начало координат и почему? д) Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость химической реакции. Лабораторная работа 5 РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВТеоретическое введение Электролитами называют вещества (кислоты, основания, соли), которые в растворах диссоциируют на ионы и проводят электрический ток. Электролитическая диссоциация – распад молекул растворенного вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя. Кислоты – электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода: HCN ↔ H+ + CN‾ Основания – электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов: NH4OH ↔ NH4+ + OH‾ Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 и многие другие. Диссоциацию растворимой части амфотерного электролита можно представить следующей схемой: 2H+ + [Ве(OH)4]2-- ↔ Ве(OH)2 + 2H2O ↔ [Ве(H2O)2]2+ +2OH‾ Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов: BaCl2 = Ba2+ + 2Cl‾ NaHCO3 = Na+ + HCO3‾ CuOHCl = CuOH+ + Cl‾ Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты – это вещества, которые при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются: все хорошо растворимые соли; хорошо растворимые основания (щелочи) (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2; кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4). Слабые электролиты – это вещества, частично диссоциирующие на ионы. Важнейшие слабые электролиты: H2O; кислоты: CH3COOH, HF, HNO2, HCN, HClO, H2SO3, H2CO3, H2S, H3PO4; основания: NH4OH и все нерастворимые в воде основания, например Mg(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2. Реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионных уравнений. Порядок составления ионных уравнений следующий: 1. Записывают молекулярное уравнение реакции и подчеркивают в нем вещества, которые не будут диссоциировать на ионы (нерастворимые вещества, слабые электролиты, газы): AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3 2. Составляют полное ионное уравнение реакции. Осадки, газы и слабые электролиты на ионы не диссоциируют и в ионных уравнениях записываются в молекулярном виде: Ag+ + NO3‾ + K+ + Cl‾ = AgCl↓ + K+ + NO3 3. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон: Ag+ + Clˉ = AgCl↓ Реакции обмена в растворах электролитов протекают только в том случае, если: 1. Образуется осадок (↓): 3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6NaCl 3Ca2+ + 6Cl‾ + 6Na+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2↓ + 6Na+ + 6Cl‾ 3Ca2+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2↓ 2. Выделяется газ (↑): 2HCl + Na2S = H2S↑ + 2NaCl 2H+ + 2Cl‾ + 2Na+ + S2- = H2S↑ + 2Na+ +2Cl‾ 2H+ + S2- = H2S↑ 3. Образуется слабый электролит: H2SO4 + 2K NO2+ = 2HNO2 + K2SO4 2H+ + SO42 + 2К+ + 2NO2‾ = 2HNO2 + 2K+ + SO42- NO2‾ + H+ = HNO2 В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита, реакции обмена не протекают. Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой – слабый электролит. Так, равновесие в системе: Mg(OH)2↓ + 2HCl = MgCl2 + 2H2O Mg(OH)2↓ + 2H+ + 2Cl‾ = Mg2+ + 2Cl‾ + 2H2O Mg(OH)2↓ + 2H+ = Mg2+ + 2H2O смещено вправо, поскольку ионы OH‾ связываются в малодиссоциированные молекулы воды полнее, чем в гидроксиде магния. Выполнение работы |