Практикум по общей и неорганической химии рекомендовано учебнометодическим объединением по химическому образованию в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений
 Скачать 2.18 Mb.
|
|
Определение энергии активации В третьем опыте определяется энергия активации реакции между тиосульфатом натрия и серной кислотой. Для этого время её протекания измеряется при трёх разных температурах, но при одинаковых концентрациях реагентов. 1. В трёх пробирках приготовить одинаковые объемы раствора Na 2 S 2 O 3 одной и той же концентрации. Рекомендуется в каждой пробирке к двум каплям раствора тиосульфата натрия, взятого из штатива с реактивами, добавить десять капель дистиллированной воды. 2. Впервой пробирке реакция проводится при комнатной температуре. Для этого пробирку перед началом реакции поместить на 3–5 мин в термостат, имеющий комнатную температуру, так, чтобы раствор в пробирке принял температуру термостата. В качестве термостата используется химический стакан с водой температура воды в термостате контролируется термометром. После того как температура установилась, в пробирку добавляется одна капля серной кислоты и измеряется время реакции. 3. Температура термостата повышается (прибавлением горячей воды) на десять градусов. Вторая пробирка с Na 2 S 2 O 3 термостатируется в течение 5 мин при новой температуре ив ней точно также проводится реакция с одной каплей серной кислоты. Таким же образом с интервалом в десять градусов проводится измерение времени протекания реакции в третьей пробирке. Данные заносятся в таблицу Номер пробирки 1 2 3 Температура, С Температура, К Время реакции τ, с Скорость реакции, V = 1 / τ 4. Для каждой пары из двух температур вычислить величину энергии активации. После этого, исходя из трёх полученных значений энергии активации, вычислить её среднее значение. 5. Определить ошибку опыта, сравнив найденное значение энергии активации с известным по литературе (35 кДж/моль). 6. Описать опыт и сделать вывод. Контролирующие задания 1. По какому признаку реакции подразделяются на простые и сложные, гомогенные и гетерогенные 2. Какие реакции называются сложными Какая стадия сложной реакции является лимитирующей 3. Перечислите факторы, от которых зависит скорость реакции. 4. Как формулируется и как записывается в математическом виде правило Вант-Гоффа? 5. Какая энергия называется энергией активации Как она влияет на скорость химической реакции Зависит ли она от температуры 6. Каков физический смысл предэкспоненциального множителя в уравнении Аррениуса Отчего он зависит и не зависит 7. Кинетическое уравнение реакции имеет вид V = В. Как изменится скорость при увеличении концентраций Аи В в 2 раза Как при этом изменится константа скорости Работа 9. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Многие химические реакции при одной и той же температуре в зависимости от соотношения реагентов могут самопроизвольно протекать как в прямом, таки в обратном направлении. Такие реакции называются обратимыми. В обратимых реакциях существует общий предел и прямой и обратной реакции, который называется состоянием химического равновесия. В химической термодинамике состояние равновесия определяется как такое состояние, при котором реагирующая система характеризуется нулевым значением энергии Гиббса Δ G T = 0. Но переход системы в состояние химического равновесия не означает прекращения реакции, а свидетельствует лишь о том, что перестают изменяться концентрации реагирующих веществ и продуктов. В химической кинетике состоянием химического равновесия называется такое состояние, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной. В состоянии равновесия сколько молекул (или других частиц) продукта реакции в единицу времени образуется, столько их и разлагается, те. химическое равновесие является динамическим, или подвижным. Таким образом, в состоянии химического равновесия концентрации всех веществ (реагентов и продуктов) являются постоянными и не изменяются до тех пор, пока не изменятся внешние условия проведения реакции. Концентрации реагентов (исходных веществ) и продуктов в состоянии химического равновесия называются равновесными Признаки химического равновесия следующие 1) cостояние системы не зависит оттого, с какой стороны она подходит к равновесию – со стороны исходных веществ или со стороны продуктов реакции 2) состояние системы остается неизменным при отсутствии внешних воздействий 3) оно изменяется при изменении внешних условий, сколь бы малы они ни были. Частное отделения произведения равновесных концентраций в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ в соответствующих степенях является величиной постоянной приданной температуре и давлении (закон действующих масс для химическоого равновесия. Эта величина называется константой равновесия и обозначается символом К. Для уравнения реакции в общем виде аА + вВ ' сС + dD константа равновесия записывается так b a d c С ] B [ ] A [ ] D [ ] C [ К ⋅ ⋅ = , где [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации веществ А, В, С, D; а, в, с, d – показатели степени, в которые возводятся концентрации веществ и которые численно равны коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции. Данное математическое уравнение является выражением закона действующих масс для химического равновесия. Например, константа равновесия для обратимой реакции синтеза аммиака записывается так N 2 + 3H 2 ' Ка константа равновесия для обратимой реакции конверсии водяного пара имеет такое выражение СО + НО ' СО + Н 2 ] O H [ ] CO [ ] H [ ] CO [ К 2 Константа равновесия определяет полноту протекания реакции к моменту достижения равновесного состояния чем больше значение константы равновесия, тем в большей степени в равновесной реакционной смеси преобладают продукты реакции, тем больше их выход. При изменении условий, в которых находится система (температуры, давления, концентрации, химическое равновесие нарушается. Через некоторое время в системе устанавливается новое химическое равновесие, соответствующее новым условиям. Переход из одного равновесного состояния в другое называется сдвигом или смещением равновесия. Направление смещения равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом Ле Шателье: если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в том направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия. Рассмотрим, как влияет на направление смещения равновесия повышение или понижение давления, температуры и концентрации веществ, участвующих в реакции. Давление Давление влияет на равновесие обратимых реакций с участием газообразных веществ. При повышении давления равновесие смещается в направлении образования веществ с меньшим объемом при понижении давления равновесие смещается в направлении образования веществ с большим объемом. Например, в реакции синтеза аммиака объем продукта в два раза меньше объема реагентов. Поэтому равновесие этого обратимого процесса при увеличении давления смещается в сторону образования NH 3 , а приуменьшении давления – в сторону его разложения 61 Температура При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, а при понижении температуры – в направлении экзотермической реакции. Например, та же реакция синтеза аммиака является экзотермической. Поэтому при повышении температуры её равновесие смещается в левую сторону (аммиак разлагается, а при понижении – направо (аммиак образуется. Концентрация При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в направлении образования продуктов реакции при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие смещается в направлении образования реагентов. В качестве примера рассмотрим контактный метод получения серной кислоты 2SO 2 + O 2 ' 2SO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 , в котором желательно возможно более полное превращение оксида серы) в оксид серы SO 3 (VI) впервой (обратимой) реакции. Для увеличения выхода SO 3 можно увеличить концентрацию SO 2 в исходной реакционной смеси. Однако это нерентабельно и экологически вредно, так как избыток SO 2 будет выбрасываться в атмосферу. Поэтому реакцию проводят при избытке воздуха, обогащенного кислородом. В результате достигается смещение равновесия вправо, то есть более полное превращение SO 2 в В ионообменных реакциях между растворенными веществами равновесие смещается в сторону образования осадков, газов или слабых электролитов. Если такие вещества находятся в обеих частях уравнения реакции, то вопрос о смещении равновесия решается расчетом константы равновесия. Экспериментальная часть Целью работы является экспериментальное изучение направления смещения химического равновесия в гомогенных и гетерогенных обратимых реакциях в зависимости от внешних воздействий. Опыт 1. Влияние концентрации взаимодействующих веществ на смещение равновесия В четыре пробирки внести по 5–7 капель раствора хлорида трёхва- лентного железа и роданида аммония NH 4 SCN. Одну пробирку с раствором поставить в штатив и хранить как эталон для сравнения результатов опыта. В остальные три пробирки добавить следующие реактивы в первую – пять–шесть капель хлорида железа (III); во вторую – столько же капель роданида аммония в третью – один микрошпатель кристалликов хлорида аммония. Содержимое пробирок размешать стеклянной палочкой. Сравнить интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона. В отчёте: а) написать уравнение обратимой ионообменной реакции FeCl 3 c NH 4 SCN; б) записать свои наблюдения по изменению интенсивности окраски растворов в трёх пробирках по сравнению с интенсивностью окраски эталона в) указать, в каком направлении смещается равновесие реакции в каждом из исследованных случаев и соответствует ли оно принципу Ле Шателье; г) написать выражение для константы равновесия этой обратимой реакции. Опыт 2. Смещение равновесия в растворе аммиака В две пробирки налить по одной трети дистиллированной воды, по 5 капель фенолфталеина и по 2–3 капли раствора аммиака. Отметить цвет растворов. Одну пробирку оставить для сравнения, а в другую добавить микрошпателя хлорида аммония и размешать раствор. Как и почему изменилась интенсивность окраски Написать схему равновесия вводном растворе аммиака и объяснить его смещение при добавлении кристаллического хлорида аммония. Опыт Влияние среды раствора на смещение равновесия перехода хромата в дихромат Хром в шестивалентном состоянии образует два аниона хромат- ион CrO 4 2 − и дихромат-ион Cr 2 O 7 2 − . Их существование определяется наличием щелочной (рН > 7) или кислой (рН < 7) среды. В две пробирки внести по 3 капли раствора хромата калия (K 2 CrO 4 ) и добавить несколько капель раствора серной кислоты до изменения окраски раствора. Одну пробирку оставить для сравнения, а в другую добавить раствор щелочи до изменения окраски раствора. Повторить опыт, взяв в двух пробирках исходным веществом дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 . Одну пробирку оставить для сравнения, а в другую добавить раствор щелочи до изменения окраски раствора. Описать опыт. Написать молекулярные уравнения перехода хромата в дихромат и обратного процесса, используя следующие ионные уравнения 2CrO 4 2 − + 2H + ' Cr 2 O 7 2 − + H 2 O; Cr 2 O 7 2 − + 2OH - ' 2CrO 4 2 − + H 2 O. Сделать вывод о влиянии среды на образование хроматов и дихроматов Опыт Смещение равновесия при образовании нерастворимых веществ В три пробирки внести по 3 капли хлорида магния и по каплям медленно добавлять в каждую пробирку щелочь NaOH до образования осадка. Хорошо перемешать полученную суспензию палочкой. Одну пробирку оставить для сравнения, во вторую добавить соляную кислоту, а в третью прилить насыщенный раствор NH 4 Cl до растворения осадка. В отчёте описать опыт и наблюдения, написать ионные и молекулярные уравнения реакций образования осадка Mg(OH) 2 и его растворения в результате взаимодействия с соляной кислотой и хлоридом аммония. Сделать вывод об условиях и направлении смещения химического равновесия в обратимых реакциях ионного обмена в растворах электролитов. Опыт 5. Смещение равновесия при диссоциации слабых кислот Диссоциация всех электролитов при растворении происходит вследствие их взаимодействия с водой. Например, процесс электролитической диссоциация слабой уксусной кислоты, который выражается краткой схемой СН 3 СООН ' Н + СН 3 СОО – , в действительности идёт с образованием гидратов неопределенного состава СН 3 СООН + (m + n)H 2 O ' Н + СН 3 СОО - ·nH 2 O. Равновесие этого обратимого физико-химического процесса, как и обратимых реакций, можно смещать в обе стороны с помощью внешних воздействий. В две пробирки внести по 6 капель децимолярной (0,1 М) уксусной кислоты. В каждую прибавить одну каплю метилоранжа. Под влиянием каких ионов индикатор принимает розовую окраску Одну пробирку с кислотой оставить в качестве контрольной, а в другую внести 3–4 микрошпателя ацетата натрия и перемешать раствор стеклянной палочкой. Сравнить окраску полученного раствора с окраской в контрольной пробирке. На изменение концентрации каких ионов указывает изменение окраски индикатора В отчете описать опыт и наблюдения. Написать схему диссоциации уксусной кислоты в упрощенном виде (безучастия воды) и выражение константы её диссоциации (константы равновесия. Объяснить смещение равновесия диссоциации кислоты при добавлении к ней ацетата натрия. Как изменяется при этом степень диссоциации кислоты и концентрация катионов водорода в растворе Подтвердился ли в опытах принцип Ле Шателье? Сформулировать общий вывод по работе. Контролирующие задания 1. Напишите выражение для константы равновесия реакции Н + I 2 ' 2HI Как изменится константа равновесия при увеличении концентрации продукта реакции (иодоводорода) в 2 раза 2. Для реакции к + СО 2 (г) + Н 2 О (г) ' 2NaHCO 3 (к) записать выражение для константы равновесия через равновесные концентрации (К С ) и равновесные парциальные давления (КР. 3. Как повлияет на равновесие обратимой реакции кг к + 3СО 2 (г) увеличение давления 4. Как повлияет на равновесие обратимой реакции Сак CаO (к) + СО 2 (г); Н = 171,4 кДж повышение температуры 5. Какую среду имеют раствор дихромата калия и раствор хромата калия вводе. Какие условия (температура, давление, концентрации участников реакции, катализатор) необходимы для повышения выхода хлора по обратимой реакции г + О 2 (г) ' г + 2Н 2 О (г) ; Н = –116,4 кДж Глава третья. РАСТВОРЫ Работа 10. ПРИГОТОВЛЕНИЕ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА В химической практике, а также в быту часто возникает необходимость в приготовлении растворов различной концентрации. Способов приготовления растворов много, но каждый из них обладает своими преимуществами и недостатками. Например, приготовление раствора по правилу креста не требует сложных расчетов, но довольно велика относительная погрешность приготовления (до 10 %). Раствор можно приготовить с помощью фиксанала. Фиксанал – это герметично запаянная стеклянная ампула с точно взятой навеской сухого вещества или точным объемом кислоты. В этом случае достигается самая высокая точность концентрации приготовления, но из-за высокой стоимости фиксаналов растворы на их основе готовят в редких случаях – для проведения особо точных анализов. Наиболее оптимальным является способ, когда более концентрированный раствор разбавляют водой до заданной концентрации. Это простой способ, позволяющий готовить растворы с довольно высокой точностью. Для приготовления раствора необходимо знание различных способов выражения концентрации и умение переходить от одного способа к другому. Наиболее распространены пять способов выражения концентрации растворов 1) массовая доля растворенного вещества – масса растворенного вещества, содержащаяся в 100 массовых частях раствора 2) молярная концентрация – количество вещества водном литре раствора 3) молярная концентрация эквивалента (эквивалентная концентрация) – количество эквивалентных масс вещества водном литре раствора 4) моляльность количество вещества водном килограмме растворителя) титр – масса растворенного вещества водном мл (см) раствора. При переходе от массовой доли и моляльности к остальным способам выражения концентрации необходимо знать плотность раствора, которая определяется опытным путем с помощью ареометра . Ареометр – это прибор для измерения плотности жидкостей. Он представляет собой запаянную стеклянную трубку с грузом на конце и со шкалой. Шкала градуирована в единицах плотности (кг /м 3 или гл. Когда ареометр погружен в жидкость, то уровень её поверхности совпадает стем делением на шкале, которое указывает плотность этой жидкости. Зная плотность раствора, можно в справочной литературе найти массовую долю растворенного вещества. Например, для раствора гидроксида натрия имеются такие данные ρ, кг/л 1,00 1,05 1,10 1,15 1,20 1,25 1,30 1,40 1,50 ω, % 0 4,65 9,19 13,73 18.25 22,81 27,40 36,99 Наиболее точными простым методом определения концентрации растворов является титрование. Это метод количественного химического анализа, основанный на измерении объема раствора с известной концентрацией, затраченного на реакцию с раствором вещества неизвестной концентрации, которую нужно измерить. В зависимости от типа реакции, протекающей при титровании, различают кислотно- основное титрование, окислительно-восстановительное и т.д. Для определения концентрации щелочей применяется кислотно- основное титрование раствором кислоты. При этом протекает реакция нейтрализации NaOH + HCl = NaCl + H 2 O, к которой можно применить закон эквивалентов m NaOH m HCl M NaOH M HCl эк эк ( ) ( ) ( ) ( ) = Если концентрация раствора является эквивалентной концентрацией (С эк ), то масса вещества (m) в объеме раствора (V) равна m = C эк · M эк · V, и выражение закона эквивалентов принимает вид эк = эк. Таким образом, для определения эквивалентной концентрации щелочи необходимо знать концентрацию кислоты и объемы растворов кислоты и щелочи, вступивших в реакцию. Экспериментальная часть Целью работы является 1) определение с помощью ареометра плотности раствора гидроксида натрия и массовой доли растворенного вещества, 2) приготовление раствора гидроксида натрия заданной концентрации) определение методом титрования концентрации приготовленного раствора. Опыт 1 |