МУЛР. Требования к отчету по работе. Рекомендуется следующий порядок выполнения лабораторных работ. Вначале семестра студенты получают у преподавателя график выполнения лабораторных работ
 Скачать 0.56 Mb.
|
|
феррата(III) А. Налить в пробирку 3 − 4 капли раствора гексацианоферра- та) калия K 4 [Fe(CN) 6 ]. Добавить 2 − 3 капли раствора хлорида железа. Отметить окраску образующегося осадка берлинской лазури, используемой для производства художественных красок. Реакция служит для обнаружения катионов Б. Налить в пробирку 3 − 4 капли раствора гексацианоферра- та) калия K 3 [Fe(CN) 6 ]. Добавить 2 − 3 капли раствора сульфата железа. Отметить окраску образующегося осадка, который в прошлом веке называли турнбулевой синью. В настоящее время установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь – одно и тоже вещество, а именно гексацианоферрат(III) железа) Данная реакция служит для обнаружения катионов Запишите уравнения всех проведенных реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Опыт 9. Образование труднорастворимых гексациано- ферратов(II) .Налейте в две пробирки по 3 − 4 капли раствора гек- сацианоферрата(II) калия. В первую пробирку добавьте 2 − 3 капли раствора сульфата цинка, во вторую – столько же раствора сульфата меди. Отметьте цвета образующихся осадков и запишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молеулярной формах. Опыт 10. Образование труднорастворимого гексанитро- кобальтата(III) натрия, калия .Реакция служит для обнаружения в растворах катионов калия. Налейте в пробирку 3 − 4 капли раствора Na 3 [Co(NO 2 ) 6 ] и добавьте 2−3 капли раствора хлорида калия. Отметьте окраску образующегося осадка комплексной соли K 2 Na [Co(NO 2 ) 6 ] и запишите уравнение реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах. 18 Реакции, сопровождающиеся разрушением комплексных ионов Опыт 11. Образование и разрушение амминокомплекса никеля. Налить в пробирку 3 − 4 капли раствора сульфата никеля) и добавить 2 − 3 капли концентрированного раствора гидроксида аммония до полного растворения образующегося в первый момент осадка. Отметить окраску раствора, обусловленную катионом гексаамминоникеля(2+). Добавить несколько капель раствора соляной кислоты концентрацией 15 % до изменения окраски. Записать уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Опыт 12. Разрушение комплекса при разбавлении раствора. Внести в пробирку 2 капли раствора нитрата серебра и добавлять н раствор иодида калия по каплям, встряхивая пробирку после каждого добавления. К получившемуся раствору добавить 4 − 5 капель воды. Описать наблюдаемые процессы. Написать уравнения реакций образования иодида серебра и его перехода в комплексное соединение. Опыт 13. Разрушение комплекса при осаждении ком- плексообразователя . В две пробирки с раствором сульфата меди) добавить в одну раствор оксалата аммония, в другую − сульфида натрия. Написать уравнения реакций и отметить цвета выпавших осадков. В двух других пробирках получить комплексное соединение меди, добавив к 4 − 5 каплям раствора CuSO 4 раствор гидроксида аммония до растворения выпадающего вначале осадка. Отметить цвет полученного комплексного соединения. Написать уравнение реакции взаимодействия сульфата меди) с гидроксидом аммония, учитывая, что координационное число меди равно четырем. Испытать действие растворов оксалата аммония и сульфида аммония на полученный раствор комплексной соли меди. Добавить в пробирку, где выпал осадок, еще 6 − 7 капель того же реактива и для ускорения коагуляции нагреть пробирку. Отметить изменения окраски. Описать наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций, уравнение электролитической диссоциации комплексной соли меди) и ее комплексного иона. 19 Протокол лабораторной работы По каждому опыту записать используемые при проведении эксперимента реактивы и результаты проведения реакций образование осадка, выделение газа, изменение цвета раствора и т.д. Содержание отчета по лабораторной работе 1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Уравнения реакций в молекулярной и ионно- молекулярной формах, результаты проведения реакций. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3. ИССЛЕДОВАНИЕ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ Цель работы изучить зависимость скорости реакции от концентрации реагентов и температуры, а также ознакомиться с влиянием концентрации реагентов на химическое равновесие. Общие сведения Химическая кинетика это учение о скорости и механизме процесса и его зависимости от различных факторов, позволяющих ускорить или замедлить ход реакции. Предметом химической кинетики является изучение химической реакции закономерности ее протекания во времени, зависимость от условий, механизм, связь кинетических характеристик со строением реактантов, энергетикой процесса и физикой активных частиц. Объектом исследования химической кинетики является процесс превращения реагентов в продукты. Изучение кинетикой реакции как процесса обусловливает наличие у нее и специфической 20 методологии – совокупности теоретических концепций и экспериментальных методов, позволяющих изучать и анализировать химическую реакцию как развертывающийся во времени эволюционный процесс. Химические реакции в своем большинстве являются сложными, те. в отличие от простых (элементарных) химических реакций, протекающих в одну стадию, включают несколько стадий, являющихся простыми, или элементарными. Простая реакция элементарная стадия сложной реакции) является совокупностью однотипных элементарных химических актов, представляющих собой превращение одной или нескольких находящихся в контакте частиц-реагентов в частицы-продукты за короткий отрезок времени порядка 13 10 − с для адиабатических и 15 10 − с для неадиабатических реакций. Для нее стехиометрическое уравнение реакции описывает реальное взаимодействие (механизм химической реакции. В сложных реакциях превращение реагентов в продукты часто происходит через промежуточные элементарные стадии, те. стехиометрические уравнения реакций выражают только конечный результат процесса и не отражают истинного механизма химической реакции (уравнение реакции не описывает реальное взаимодействие. Необходимым условием протекания любой химической реакции является реакционная способность реагентов, те. наличие у них определенного запаса энергии (энергии активации, необходимого для преодоления потенциального энергетического) барьера, разделяющего исходное и конечное состояния системы, те. реагенты и продукты. Скорость химических реакций – один из важнейших кинетических параметров. Наиболее обобщенно скорость химической реакции следует определить как количество вещества, прореагировавшего за единицу времени в единице реакционного пространства. Сформулированное определение скорости химической реакции справедливо для любых сложных реакций и для любого компонента в любых условиях, в том числе в неизотермических. Введение понятия реакционное пространство обусловлено тем, что при протекании гетерогенных реакций на поверхности пористых твердых тел скорость реакции относят к единице объема или единице 21 массы твердой фазы, а в случае жидких или твердых фаз при известной поверхности – к единице поверхности раздела. Кривые, характеризующие изменение концентрации реак- тантов (или связанного сними свойства системы) во времени в результате протекания химической реакции (ее элементарной стадии для сложных реакций, называют кинетическими кривыми.Зави- симость концентрации компонента от времени протекания реакции может быть выражена в графической, табличной или аналитической формах. Аналитическое выражение кинетической кривой компонента с называется уравнением кинетической кривой Кинетические кривые широко используются на практике, так как тангенс угла наклона касательной к кинетической кривой является графической интерпретацией скорости химической реакции (ее элементарной стадии. Химическая реакция происходит при столкновении частиц, обладающих определенным запасом энергии, при так называемых эффективных столкновениях. Является очевидным тот факт, что увеличение числа частиц, те. их концентрации, приводит к увеличению числа столкновений между частицами, а следовательно, к росту скорости химической реакции. Для простых реакций или элементарных стадий сложных реакций справедлив закон действующих масс (действия масс, установленный Гульдбергом и Вааге (1867) и, как известно, выражающий константу равновесия реакции. Для химической реакции, схематически представленной как Продукты, на основе закона действующих масс скорость будет равна A B D B D A , n n n kc c где A n , B n , D n – стехиометрические коэффициенты, а k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции, или удельной скоростью реакции. Величина k численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагентов, равных единице. Она является величиной постоянной приданной температуре. Таким образом, константа скорости реакции зависит только от температуры и природы реактантов. Уравнения приведенного типа, характеризующие зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов, называют кинетическими уравнениями химических реакций химических процессов. Следует подчеркнуть, что данное уравнение справедливо лишь в случае гомогенных реакций. В случае гетерогенных реакций в кинетические уравнения входят толькоконцен- трации газообразных(для систем газ – жидкость и газ – твердое тело) или растворенных (для систем раствор – твердое тело и раствор – жидкость) реагентов. При этом по изменению концентраций только газообразных или растворенных реактантов можно оценивать скорость реакции. В соответствии с приведенным кинетическим уравнением скорость простой или элементарной стадии сложной химической реакции пропорциональна концентрациям реагентов, взятым в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Одним из признаков, лежащих в основе кинетической классификации химических реакций, является порядок реакции. Различают частный поданному реагенту) и общий порядки. В общем случае кинетическое уравнение может иметь довольно сложный видно часто скорость является степенной функцией концентраций реагентов. Частный порядок реакции x n – это показатель степени при концентрации одного из реагентов в кинетическом уравнении, а общий порядок порядок реакции n – сумма показателей степеней при концентрациях всех реагентов.При этом для простых реакций (и элементарных стадий сложных реакций) порядок реакций определяется значениями стехиометрических коэффициентов. Так, для простой гомогенной реакции, схематически представленной выше, частный порядок, например по реагенту A , 1 Обычно говорят, что концентрации жидких и твердых реагентов возводятся в нулевую степень. 2 Для гетерогенных реакций частные порядки по жидкими твердым реагентам равны нулю. 23 есть стехиометрический коэффициент A n этого реагента в уравнении реакции, а общий порядок реакции равен B D A n Если рассматриваемая реакция сложная, то кинетическое уравнение имеет вид D A B y x z kc c и называется кинетическим уравнением в алгебраической форме. Общий порядок этой реакции равен n x y z = + + . Кинетическое уравнение в алгебраической форме показывает, что скорость реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению наличных, возведенных в некоторые степени концентраций реагентов(основной закон кинетики).В этом уравнении x , y , z – порядки реакции по реагентам A , B , D , те. показатели степени, в которые надо возвести концентрации соответствующих реагентов, чтобы получить экспериментально наблюдаемую скорость реакции. Для определения частного порядка реакции используют способ избыточных концентраций метод изоляции или метод избытка. Опытные данные обычно получают по зависимости концентрации рассматриваемого реагента от времени в условиях избыточных концентраций всех реагентов, кроме исследуемого. В изучаемой в настоящей работе реакции между серной кислотой и тиосульфатом натрия возникающая сера в первый момент образует с водой коллоидный раствор. В работе измеряется время от момента сливания до появления едва заметной мути. Время от начала реакции до момента помутнения (голубоватой опалесценции) зависит от скорости реакции. Таким образом, в данном опыте измеряется не скорость реакции, а промежуток времени τ между началом реакции и видимым результатом. Этот промежуток времени обратно пропорционален скорости реакции, поэтому величину 1/τ назовем условной скоростью реакции ) усл v Реакция идет в три стадии 24 1) Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Н 2) Н = H 2 SO 3 + S; 3) H 2 SO 3 = H 2 O + Суммарное уравнение Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 + S + H 2 O. Самая медленная, лимитирующая стадия реакции – вторая, следовательно, скорость всего процесса зависит только от концентрации тиосерной кислоты. Так как тиосерная кислота получается в результате реакции ионного обмена, которая идет практически мгновенно, можно считать, что концентрация тиосерной кислоты равна концентрации тиосульфата натрия и скорость всего процесса зависит от концентрации тиосульфата натрия. Скорость реакции резко зависит от температуры. Известно эмпирическое правило Вант-Гоффа: При увеличении температуры на 10 K скорость химических реакций возрастает в 2 – 4 раза 10 2 4 T T + γ = = − v v , где γ – температурный коэффициент скорости реакции. Причина наблюдаемого столь резкого увеличения скорости реакции с повышением температуры заключается в том, что для акта химического взаимодействия само по себе столкновение частиц исходных веществ еще недостаточно. Для того чтобы столкновение было эффективным, те. чтобы реагенты могли прореагировать, они должны, как известно, обладать запасом энергии, равным или большим энергии активации a E . С повышением температуры увеличивается число молекул, обладающих повышенными энергиями, что приводит к росту числа активных (эффективных) столкновений и соответственно к увеличению константы скорости и скорости химической реакции. Температура редко изменяется ровно на 10 K . Поэтому для практических расчетов обычно используют отношение констант 25 скоростей при любых двух температурах, выражая его через температурный коэффициент 1 2 2 1 10 T T T T k k − = при этом понятно, что показатель степени может быть положительной, отрицательной, целой или дробной величиной. Следует помнить, что правило Вант-Гоффа дает полуколиче- ственную характеристику влияния температуры. Оно приближенно и было установлено для реакций в растворах, протекающих при сравнительно низких температурах (273 – 373 K). С повышением температуры величина γ не остается постоянной, а уменьшается, стремясь к единице. Значительно точнее зависимость константы скорости от температуры выражает уравнение Аррениуса, которое в наиболее общем виде выглядит следующим образом ln B k C T = − + , где B и С являются, по идее, независящими от температуры постоянными, характерными для данной реакции. Это уравнение оправдывается на очень большом экспериментальном материале, относящемся к самым различным реакциям как в газах, таки в растворах. Первоначально оно и было получено Аррениусом эмпирически. Уравнение Аррениуса связывает константу скорости реакции с температурой и энергией активации. Согласно этому уравнению константа скорости реакции находится в экспоненциальной зависимости от температуры a E RT k Ae − = , где R = 8,314 Дж/(моль ⋅K) – универсальная газовая постоянная A – предэкспоненциальный множитель, имеющий смысл максимально возможного значения константы скорости при нулевой энергии активации или бесконечно высокой температуре, когда все столкновения молекул реагентов становятся активными. Уравнение Аррениуса чаще используют в логарифмической форме 1 ln ln a E k A R T = − , согласно которой графическая зависимость lnk = f(1/T) является линейной. Ее строят по опытным данным. Отрезок, отсекаемый на оси ординат при экстраполяции прямой, равен lnA. Угловой коэффициент равен –E a /R. Определив параметры уравнения Аррениуса, можно рассчитать скорость реакции при любой заданной температуре. Большинство химических реакций являются обратимыми, те. могут протекать как в прямом, таки в обратном направлениях. Рассмотрим обратимую реакцию a A + bB R cC + dD Скорости прямой и обратной реакций связаны с концентрациями реагентов следующими уравнениями a b A B k c c + + = v ; c d C D k c c − − = v , где + v , − v – скорость прямой и обратной реакций k + икон- станта скорости прямой и обратной реакций. Стечением времени скорость прямой реакции будет уменьшаться вследствие расхода реагентов Аи В и понижения их концентраций. Напротив, скорость обратной реакции по мере накопления продуктов Си будет возрастать. Поэтому через некоторый промежуток времени скорости прямой и обратной реакций сравняются друг с другом. Установится состояние системы, в котором отсутствуют потоки вещества и энергии, называемое химическим равновесием. Все обратимые процессы протекают не полностью, а лишь до состояния равновесия, в котором из условия + − = v v следует математическое выражение закона действующих масс, который позволяет рассчитывать состав равновесной реакционной смеси 27 [C] [D] [A] [B] c d a b k K k + − = = , где K – константа химического равновесия, которая зависит от температуры и природы реактантов, ноне зависит от концентрации последних. Переход от одного положения равновесия к другому в результате изменения внешних условий называют смещением (сдвигом) равновесия. Если изменение условий вызвало увеличение равновесных количеств веществ продуктов реакции, то говорят о смещении равновесия в сторону продуктов (вправо, а если возрастают равновесные количества веществ реагентов, то говорят о смещении равновесия в сторону реагентов влево. На практике важно добиться максимально возможного смещения равновесия в сторону прямой реакции (или обратной, если требуется подавить образование вредных веществ. Условия для этого выбирают на основе принципа Ле-Шателье – Брауна: равновесие смещается в сторону реакции, ослабляющей оказываемое на систему внешнее воздействие. Например, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением теплоты. При добавлении в систему одного из реагентов, равновесие смещается в сторону реакции, в которой этот реагент расходуется. Контрольные вопросы 1. Что называется скоростью химической реакции 2. Какие факторы влияют на скорость химической реакции 3. Что называется порядком реакции поданному веществу 4. Что такое общий (суммарный) порядок реакции 5. От каких факторов зависит величина константы скорости реакции 6. Как влияет величина концентрации реагирующих веществ на скорость процесса 7. Что называется кинетическим уравнением реакции 8. Как влияет температура на скорость реакции 28 9. Как формулируется правило Вант-Гоффа? 10. Какие величины входят в уравнение Аррениуса 11. Что такое энергия активации 12. Что такое химическое равновесие 13. Что такое константа равновесия 14. От каких факторов зависит величина константы равновесия. Какова формулировка принципа Ле-Шателье? Оборудование и реактивы В штативе тиосульфат натрия – 1 н раствор, роданид (тиоцианат) аммония – 0,5 н раствор, хлорид железа (III) – 0,5 н раствор, роданид аммония – 0,0025 н раствор, хлорид железа) – 0,0025 н раствор, сульфат меди – 1 н раствор, хлорид аммония – кристаллический. В вытяжном шкафу соляная кислота – концентрированный раствор, серная кислота – 2 н раствор. Получить у преподавателя термометр, пробирки – 7 шт, химический стакан объемом 150 мл с крышкой (термостат мел (карбонат кальция. Выполнение работы Опыт 1. Влияние концентрации тиосульфата натрия на скорость его разложения в кислой среде В четыре сухие пробирки внести тиосульфат натрия и воду согласно табл. 3.1 и перемешать. Таблица 3.1. Приготовление растворов Число капель Номер пробирки Na 2 S 2 O 3 H 2 O Всего 1 4 8 1 13 2 8 4 1 13 3 12 0 1 13 4 (контрольная) 6 7 0 13 В первую пробирку добавить одну каплю серной кислоты и включить секундомер. Определить время от момента добавления 29 кислоты (начала реакции) до появления мути за счет образующейся серы (по сравнению с пробиркой № 4). Тоже самое проделать с двумя другими пробирками. Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции разложения тиосульфата натрия в кислой среде Налить в одну пробирку 10 капель 1 н раствора тиосульфата натрия, в другую – 10 капель 2 н раствора серной кислоты. Обе пробирки с растворами поместить в термостат (стакан с крышкой, имеющий два отверстия под пробирки и одно – подтер- мометр), отметить температуру по термометру и термостатировать их в течение 1 – 2 минут. Быстро вылить кислоту в пробирку с раствором тиосульфата, оставив последнюю в термостате. Одновременно включить секундомер и заметить время от сливания растворов до появления в пробирке мути серы. Повторить опыт еще дважды, повышая температуру воды в термостате примерно на 10 K. Опыт 3. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе Взять два небольших по возможности одинаковых кусочка мела. Один из них положить на кусочек фильтровальной бумаги и стеклянной палочкой измельчить его в порошок. Полученный порошок поместить в пробирку. Второй кусочек мела целиком опустить в другую пробирку. В обе пробирки одновременно добавить одинаковое количество (10 − 20 капель) концентрированной соляной кислоты. Отметить время полного растворения мела в каждом случае. Опыт 4. Влияние катализатора на скорость реакции В две пробирки внести по 10 капель 0,5 н раствора роданида калия и по 1 капле 0,5 н раствора хлорида железа. Что наблюдается В одну из пробирок добавить 1 каплю 1 н раствора сульфата меди. В обе пробирки внести по 10 капель тиосульфата натрия. Наблюдать различную скорость обесцвечивания растворов, которое происходит вследствие восстановления железа) до железа) тиосульфатом натрия. |