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.
|
|
аммония В четыре пробирки налить равное число капель 0,0025 н растворов хлорида железа) и тиоцианата аммония. Первую пробирку оставить как эталон для сравнения во вторую пробирку прилить несколько капель концентрированного раствора FeCl 3 ; в третью пробирку добавить несколько капель концентрированного раствора NH 4 CNS; в четвертую пробирку на кончике шпателя прибавить кристаллический хлорид аммония и взболтать. Сопоставить цвета растворов во всех пробирках и сделать выводы о направлении смещения равновесия, учитывая, что в реакции цвет раствора определяет интенсивно окрашенный тиоцианат железа Содержание протокола лабораторной работы Опыт Таблица 3.2 Зависимость времени реакции от количества тиосульфата натрия Номер пробирки c Na2S2O3 (относительные единицы) Время реакции τ, с 1 1 (4) 2 2 (8/4) 3 3 (12/4) Опыт Таблица 3.3 Зависимость времени реакции от температуры п/п Температура, С Время τ, с 1 2 3 31 Опыт 3 Таблица 3.4 Зависимость времени реакции от степени измельчения № пробирки Состав системы Время τ, с 1 Мел кусочком + HCl 2 Мел в порошке + HCl Опыт 4 Таблица 3.5 Зависимость времени реакции от состава системы № пробирки Состав системы Время τ, с 1 10 капель 0,5 н NH 4 CNS 1 капля 0,5 н FeCl 3 , Окончание таблицы 3.5 № пробирки Состав системы Время τ, с 2 10 капель 0,5 н NH 4 CNS 1 капля 0,5 н FeCl 3 , 1 капля CuSO 4 , 1 н Опыт 5 Таблица Зависимость положения равновесия от состава системы № пробирки Состав системы Добавленный реактив Наблюдения нет 2 FeCl 3 3 NH 4 CNS 4 капель н капель 0,0025 н NH 4 CNS NH 4 Cl Обработка экспериментальных данных Опыт 1 1. Заполнить таблицу 3.7. 32 Таблица Зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия № пробирки (относительные единицы) Время реакции, с Условная скорость реакции усл = 1/τ, с 1 1 2 2 3 3 2. Поданным таблицы 3.7 построить график зависимости 2 2 усл S O ( ) f с. При получении прямой, проходящей через начало координат, имеем 2 2 3 Na S O 1 n = , при получении выпуклой параболы 2 2 3 Na S O 1 n < , а вогнутой параболы – 2 2 3 Na S O 1 n > . Получение верного значения 2 2 3 Na S является критерием правильного выполнения работы. Опыт 2 1. Поданным табл. 3.3 заполнить табл. 3.8. Таблица 3.8 Зависимость скорости реакции от температуры № п/п Температура T , K Время реакции, с Условная скорость реакции усл = 1/τ, с E a , кДж/моль 1 T 1 γ 1 E a , 1 2 T 2 3 T 3 γ 2 E a, 2 2. Значение температурного коэффициента (коэффициента Вант-Гоффа) рассчитать по формуле 33 2 1 2 1 10 T T T T − = γ v v , рассматривая попарно Т − Т и Т − Т 3. Значение энергии активации рассчитать исходя из формулы, рассматривая попарно Т − Т и Т − Т 4. Определить среднее значение температурного коэффициента скорости реакции γ ср 5. Определить среднее значение энергии активации E a, ср Содержание отчета по лабораторной работе 1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Опыт 1: - название опыта - экспериментальные данные (описание хода эксперимента, табл. 3.2); - обработка экспериментальных данных (табл. 3.7, график - вывод по опыту 1. 4. Опыт 2: - название опыта - экспериментальные данные (описание хода эксперимента, табл. 3.3); - обработка экспериментальных данных (табл. 3.8, расчеты - вывод по опыту 2. 5. Опыт 3: название опыта 34 - экспериментальные данные (описание хода эксперимента, табл. 3.4); - уравнение соответствующей реакции - вывод по опыту 3. 6. Опыт 4: - название опыта - экспериментальные данные (описание хода эксперимента, табл. 3.5); - уравнения реакций взаимодействия хлорида железа) с тиоцианатом калия, в результате которого образуется Fe(SCN) 3 красного цвета, и восстановления железа) в железо) тиосульфатом натрия, по уравнению 2Fe(SCN) 3 + 2Na 2 S 2 O 3 = Na 2 S 4 O 6 + 2Fe(SCN) 2 + 2NaSCN; - указать катализатор в данном опыте - вывод по опыту 4. 7. Опыт 5: - название опыта - экспериментальные данные (описание хода эксперимента, табл. 3.6); - уравнение реакции взаимодействия хлорида железа) с тиоцианатом калия, в результате которого образуется красного цвета - направление смещения равновесие при добавлении к реакционной системе хлорида железа и роданида аммония - влияние на положение равновесия добавление в систему тиоцианата аммония - вывод по опыту 5. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4. ИССЛЕДОВАНИЕ РЕАКЦИЙ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Цель работы Ознакомиться с практическими выводами теории электролитической диссоциации, с реакциями в растворах электролитов и научиться составлять их уравнения. 35 Общие сведения Электролитической диссоциацией называется процесс распада электролитов на ионы при растворении. Доля формульных единиц, распавшихся в состоянии равновесия на ионы, отвечает степени электролитической диссоциации α , являющейся количественной характеристикой электролитической диссоциации. Степень электролитической диссоциации равна отношению количества вещества n формульных единиц, распавшихся на ионы, к общему количеству вещества э растворенных формульных единиц ионизированных n и неионизированных n α ): э Степень электролитической диссоциации может быть выражена также через число формульных единиц N (с учетом соотношения, где A N – постоянная Авогадро) и через молярную концентрацию формульных единиц c (с учетом соотношения / c n V = , где V – объем раствора. Степень электролитической диссоциации вещества, растворенного в данном растворителе, зависит (при постоянных температуре и давлении) от природы этого вещества и от его концентрации. Если вещество при растворении не диссоциирует (это оно неэлектролит. Если 1 = α , то э n = и соединение является сильным электролитом. Для многих химических соединений, а следовательно, э они относятся к слабым электролитам Для разбавленных водных растворов характер диссоциации зависит только от природы электролита. Сильные электролиты – электролиты, диссоциирующие необратимо. Слабые электролиты – электролиты, диссоциирующие обратимо. Процесс диссоциации слабых электролитов приводит к равновесию между недиссоциированными молекулами и ионами и, следовательно, должен подчиняться закону действующих масс. Так, слабый электролит АВ при растворении вводе диссоциирует по уравнению Постоянная приданной температуре для данного слабого электролита величина, которая связывает между собой равновесные молярные концентрации ионов и недиссоциированных молекул в растворе, называется константой диссоциации дисс. Чем больше величина константы диссоциации, тем сильнее электролит. Для приведенного уравнения диссоциации слабого электролита дисс ][B ] [AB] K + − = , где А, В, [АВ] – равновесные концентрации ионов и молекул электролита в растворе. Реакции вводных растворах электролитов, идущие между ионами, образующимися в результате диссоциации электролитов, называются реакциями ионного обмена. Их принято записывать в ионно-молекулярной форме – ионные уравнения и сокращенные краткие) ионные уравнения. Ионообменные реакции всегда направлены в сторону образования слабых электролитов, газообразных, мало- (трудно) и нерастворимых соединений (иногда сюда же включают и реакции с образованием комплексных соединений. Если указанные соединения не образуются, то с термодинамической точки зрения реакция не протекает. В ионно-молекулярных уравнениях в ионной форме записывают хорошо растворимые сильные электролиты. В молекулярном виде записывают слабые электролиты и не- электролиты, газообразные и летучие вещества (обозначают ↑), трудно- и нерастворимые вещества (обозначают Растворимость соединений определяют по таблице растворимости. При записи ионообменных реакций используют следующий порядок 37 1. Записывают молекулярную форму уравнения реакции 2. Переписывают уравнение, заменяя молекулярную форму ионизированных электролитов суммой тех ионов, на которые они диссоциируют (ионные уравнения 3. Сравнивая левую и правую части уравнения, взаимно уничтожают подобные члены (сокращенные ионные уравнения. Следует помнить о неустойчивых соединениях. Например угольная и сернистая кислоты разлагается в момент получения вводном растворе 2 3 2 2 H CO H O CO → + ↑ , Примеры написания уравнений реакций а) CaCl 2 + 2AgNO 3 → 2AgCl + Ca(NO 3 ) 2 Ag + + Cl − → 2AgCl б) 2NH 4 OH + H 2 SO 4 → (NH 4 ) 2 SO 4 + 2H 2 O 4 4 2 NH OH 2H NH H Контрольные вопросы 1. Что называется процессом электролитической диссоциации. Что такое степень электролитической диссоциации 3. Как диссоциируют сильные электролиты 4. Что называется константой диссоциации 5. Каковы основные правила написания ионно-молекулярных уравнений реакций в растворах электролитов 6. Каковы условия протекания реакций в растворах электролитов. Почему при составлении ионного уравнения осадки записывают в молекулярной форме 38 8. Имеет ли физический смысл константа диссоциации для сильных электролитов Оборудование и реактивы В штативе хлорид железа, сульфат меди, сульфат никеля, нитрат свинца, иодид калия, хлорид бария, сульфат натрия, сульфат хрома, сульфат цинка, сульфат алюминия, хлорид аммония, карбонат натрия, сульфат магния, ацетат натрия, гидроксид аммония, гидроксид натрия, гидроксид калия – растворы концентрацией метилоранж. В вытяжном шкафу соляная кислота – раствор концентрацией 15 %; гидроксид натрия, гидроксид калия – 6 н растворы гидроксид аммония – концентрированный раствор сульфид натрия – раствор концентрацией 5 %; уксусная кислота – 2 н раствор. Получить у преподавателя песчаную баню – 1 шт. пробирки шт, стеклянные палочки для перемешивания, силикат натрия раствор концентрацией 5 %, фенолфталеин. Выполнение работы Опыт 1. Образование малорастворимых оснований .В одну пробирку налить 3 − 5 капель раствора соли железа, в другую – столько же раствора соли меди, в третью – раствора соли никеля. В каждую пробирку добавить по несколько капель раствора щелочи до выпадения осадков. Осадки сохранить до следующего опыта. Опыт 2. Растворение малорастворимых оснований .К полученным в предыдущем опыте осадкам добавить по несколько капель раствора соляной кислоты концентрацией 15 % до их полного растворения. Опыт 3. Образование малорастворимых солей. В две пробирки налить по 3 − 5 капель раствора нитрата свинца) и прибавить в одну пробирку несколько капель иодида калия, в другую – хлорида бария. Б. В одну пробирку налить 3−5 капель раствора сульфата натрия, в другую – столько же раствора сульфата хрома. В каждую 39 пробирку добавить несколько капель раствора хлорида бария до выпадения осадков. Опыт 4. Изучение свойств амфотерных гидроксидов А. В две пробирки внести по 5 капель раствора соли цинка) и несколько капель раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида цинка. Растворить полученные осадки водной пробирке в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке раствора гидроксида натрия. Б. В две пробирки внести по 5 капель раствора соли алюминия и несколько капель раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида алюминия. Растворить полученные осадки водной пробирке в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке раствора гидроксида натрия. В. В две пробирки внести по 5 капель раствора соли хрома) и несколько капель раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида хрома. Растворить полученные осадки водной пробирке в растворе соляной кислоты, в другой – виз- бытке раствора гидроксида натрия. Опыт 5. Образование малодиссоциированных соединений. В пробирку внести 3 − 5 капель раствора хлорида аммония и добавить несколько капель раствора гидроксида натрия. Обратите внимание на запах, объясните его появление на основе уравнения реакции. Опыт 6. Образование комплексов .В пробирку налить 5 − 7 капель раствора сульфата меди, затем по каплям добавить раствор гидроксида аммония до растворения образующегося осадка основной соли меди. Обратите внимание на окраску растворимого ам- минокомплекса меди. Опыт 7. Образование газов. Внесите в одну пробирку 3−5 капель раствора карбоната натрия, в другую – столько же раствора сульфида натрия. В обе пробирки добавьте по несколько капель серной кислоты. Обратите внимание на выделение газов и их запах. 40 Опыт 8. Смещение равновесия диссоциации слабых элек- тролитов А. Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты В две пробирки внести по 5 – 7 капель 0,1 н раствора уксусной кислоты. В каждую пробирку прибавить одну каплю метилового оранжевого. Одну пробирку с уксусной 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 раствора в контрольной пробирке. Б. Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания В две пробирки внести по 5 − 7 капель 0,1 н раствора гидроксида аммония. В каждую пробирку прибавить одну каплю раствора фенолфталеина. Одну пробирку с раствором гидроксида аммония оставить в качестве контрольной, а в другую добавить 3 − 4 микрошпателя хлорида аммония и перемешать раствор стеклянной палочкой. Сравнить окраску полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке. 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. 4. Выводы по каждому опыту. 41 ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЕГО КОНЦЕНТРАЦИИ Цель работы Ознакомиться с методами приготовления растворов заданной концентрации и анализом раствора при помощи титрования. Общие сведения Раствор – гомогенная система, содержащая не менее двух составных частей. Составная часть (составляющее вещество) – часть системы, которая может существовать вне системы Растворитель – составная часть раствора, которой больше, чем остальных, и агрегатное состояние которой совпадает с агрегатным состоянием раствора. Растворенные вещества – все составные части раствора за исключением растворителя. Для количественного описания свойств растворов в качестве основного параметра используют концентрацию. Известны различные способы выражения концентрации растворов. Массовая доля i-го компонента – отношение массы го компонента к общей массе системы i i i i m m ω или массовое содержание го компонента, выраженное в процентах массовые проценты, масс) %, 100 100 i i i i i m m ω = = Молярная доля го компонента – отношение количества вещества го компонента n i к общему количеству вещества системы 42 i i i i n n Χ или молярное содержание го компонента, выраженное в процентах (молярные проценты, мол) %, 100 100 i i i i i n n Χ = = Молярная концентрация го компонента – количество растворенного вещества го компонента в 1 л раствора р-ра , моль / л i i n c V = Моляльная концентрация го компонента – количество вещества го компонента, растворенного в 1 кг растворителя р-ля , моль / кг i mi n c m = Массовая концентрация го компонента – масса в граммах растворенного вещества го компонента в 1 л раствора гл р-ра , гл с ν Молярная концентрация эквивалента го компонента нормальная концентрация) – количество вещества эквивалентов го компонента в 1 л раствора Э р-ра , моль / л i Ni n c V = Нормальная концентрация N c связана с молярной концентрацией соотношением 43 N c zc = , где z – эквивалентное число. Для элемента z соответствует степени его окисления в продукте реакции. Для кислоты z соответствует основности кислоты. Для основания z соответствует кислотности основания. Для соли z рассчитывают как произведение числа атомов и степени окисления металла в составе соли. Для окислителей и восстановителей в окислительно-восста- новительных реакциях z – изменение их степени окисления входе реакции. Растворы часто готовят путем разведения более концентрированного раствора до необходимой величины концентрации. Концентрацию приготовленного раствора уточняют количественным химическим анализом, например титрованием. Титрование – прием количественного анализа, при котором к раствору определяемого вещества по каплям приливают раствор реагента точно заданной концентрации. Состояние системы, в котором аналитическая реакция прошла полностью в соответствии со стехиометрическим уравнением при отсутствии избытка реагента, называют точкой эквивалентности. Задача титрования – определить эквивалентный объем добавляемого реагента – титранта, необходимый для установления точки эквивалентности, так как в ней числа эквивалентов определяемого вещества и титранта равны между собой. Из определения нормальной концентрации следует, что количество вещества эквивалентов в растворе равно произведению нормальной концентрации на объем раствора. Следовательно X T N a N T c V c V = Отобрав для титрования мерной пипеткой точный объем пробы – |