Учебно-методический комплекс (стр. 5 )

Занятия № 1 и № 2

1. Коровин химия – М.: Высшая школа,1998, с. 10 – 34.

2. , , Шаповал основы общей химии. – М.: Изд-во МГТУ им. , 2001, с. 12 – 56.

3. , Констебл курс общей химии. Т. 1 – М.: Мир, 2002, с. 11 – 35.

Занятия № 3 и № 4

1. Коровин химия – М.: Высшая школа,1998, с. 35 – 112.

2. Химия в действии. В 2-х книгах. Кн. 1. – М.: Мир, 1998, с. 83 – 165, 205 – 278.

3. , , Шаповал основы

общей химии. – М.: Изд-во МГТУ им. , 2001, с. 86 – 199.

Занятия № 5 и № 6

1. Коровин химия – М.: Высшая школа,1998, с.

2. , Дракин и неорганическая химия. – М.: Химия, 2001, с. 161 – 211.

3. , , Шаповал основы общей химии. – М.: Изд-во МГТУ им. , 2001, с. 148 – 256.

4. Химия в действии. В 2-х книгах. Кн. 1. – М.: Мир, 1998, с.

Занятия № 7 и № 8

1. Коровин химия – М.: Высшая школа,1998, с. 167 – 218.

2. , Дракин и неорганическая химия. – М.: Химия, 2001, с. 212 – 245.

3. Химия в действии. В 2-х книгах. Кн. 1. – М.: Мир, 1998, с. 409 – 458.

1.8 Методические указания к проведению лабораторных работ

Лабораторная работа № 1

Получение гидроксидов и изучение их свойств

Опыт 1. Получение щелочей

Кусочек негашёной извести опустить в пробирку, на одну треть наполненную водой. Отметить выделение тепла. Ввести в пробирку 1 – 2 капли раствора фенолфталеина. К какому классу неорганических соединений относится полученное вещество? Какие ионы вызывают изменение окраски индикатора? Составьте молекулярное и ионное уравнения реакций и сделайте вывод о возможном способе получения щелочей.

Опыт 2. Получение нерастворимых оснований

В пробирку налейте 2 – 3 мл раствора трихлорида железа и столько же по объёму раствора щёлочи. Затем, разделив содержимое пробирки на две части, испытайте осадок на растворимость в соляной кислоте и в избытке щёлочи. Составьте молекулярные и ионные уравнения проведённых реакций. Сделайте вывод о возможном способе получения нерастворимых в воде неорганических оснований.

Опыт 3. Получение амфотерных гидроксидов

В пробирку налейте 2 – 3 мл раствора соли алюминия и прибавить осторожно по каплям раствор щёлочи до образования осадка. Содержимое пробирки встряхните и разделите на две части вместе с осадком. Испытайте осадок на растворимость в соляной кислоте и в избытке щёлочи. Составьте молекулярные и ионные уравнения проведённых реакций. Сделайте вывод о возможном способе получения амфотерных гидроксидов.

Опыт 4. Получение кислот

В железной ложечке подожгите (на спиртовке) кусочек серы. Опустите ложечку с горящей серой в колбу, на дно которой предварительно налито немного воды, и прикройте колбу стёклышком. После сгорания серы взболтайте содержимое колбы и проверьте воду универсальной индикаторной бумажкой. К какому классу неорганических соединений относится полученное вещество? Какие ионы вызывают изменение окраски индикатора? Напишите уравнения реакций. Сделайте вывод о возможном способе получения кислот.

Лабораторная работа № 2. Получение солей

Опыт 1. Взаимодействие кислот с металлами

В стаканчик налейте 5 – 10 мл разбавленной серной кислоты и опустите туда 2 – 3 кусочка железа. По окончании реакции вылейте раствор в фарфоровую чашку и упарьте до появления кристаллов. Составьте уравнение реакции и сделайте вывод.

Опыт 2. Взаимодействие кислот с основными оксидами

В пробирку налейте 2 – 3 мл разбавленной серной кислоты, прибавьте немного порошка оксида меди и нагрейте. Раствор принимает синий цвет. Сделайте вывод.

Опыт 3. Взаимодействие кислот с солями

К раствору хлорида бария добавьте по каплям разбавленную серную кислоту. Наблюдайте выделение белого осадка. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции. Сделайте вывод.

Опыт 4. Взаимодействие между двумя солями

К раствору нитрата или ацетата свинца прилейте немного раствора хромата калия. Наблюдайте выделение жёлтого осадка. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции. Сделайте вывод.

Опыт 5. Взаимодействие металла с солью другого металла

Налейте в пробирку немного раствора сульфата меди и, поместив туда же 2 гранулы цинка, осторожно нагревайте смесь до полного обесцвечивания раствора и выделения металлической меди. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции. Сделайте вывод.

Опыт 6. Взаимодействие кислотного оксида с основанием

Налейте в пробирку известковую воду и пропустите через неё диоксид углерода из аппарата Киппа до помутнения раствора. Осадок оставьте для следующего опыта. Составьте уравнение реакции. Сделайте вывод.

Опыт 7. Образование кислой соли

В пробирку с осадком, полученном в предыдущем опыте, пропускайте ещё диоксид углерода до полного растворения осадка. Составьте уравнение реакции. Сделайте вывод.

Лабораторная работа № 3.

Определение молярной массы диоксида углерода

По закону Авогадро массы равных объёмов газов в одинаковых условиях относятся друг к другу, как их молярные массы. Отношение масс равных объёмов двух газов А и Б в одинаковых условиях mА/mБ называется плотностью одного газа (A) относительно другого (Б) и обозначается следующим символом – DAБ. Следовательно, МА/МБ = mА/mБ = DAБ, где МА и МБ - молярные массы газов А и Б соответственно.

Если известны молярная масса газа Б и плотность газа А по Б, по приведённому равенству можно определить молярную массу газа А.

Определение молярной массы газа можно провести также вычислением массы 22,4 литров газа в нормальных условиях. Практически для этого достаточно измерить массу некоторого известного объёма газа, приведённого к нормальным условиям. Для приведения объёма газа V к нормальным условиям Vo используется уравнение состояния идеального газа

Выполнение опыта

Вставьте в сухую двугорлую колбу два крана (на шлифах или на пробках). Взвесьте колбу с кранами с точностью до 0,01 г (m1).

Наполните колбу (при открытых кранах) диоксидом углерода, получаемом в аппарате Киппа и пропущенном последовательно через поглотительные склянки с раствором NaHCO3 и концентрированной серной кислотой. Наполнение продолжать примерно 3 – 4 мин, затем перекройте оба крана и взвесьте колбу с СО2. Наполнение и взвешивание колбы необходимо провести 2 – 3 раза до постоянства массы (m2).

Определите объём колбы (V), заполнив её водой и перелив воду в мерный цилиндр.

Запишите в журнал массу колбы с воздухом (m1), массу колбы с диоксидом углерода (m2), объём колбы (V), атмосферное давление (р) и температуру (Т), при которых проводился опыт. По полученным данным рассчитайте:

1) объём газа в сосуде, приведённый к нормальным условиям;

2) массу воздуха (mв) в колбе (масса 1 л воздуха в нормальных условиях равна 1,293 г);

3) разность между массой диоксида углерода и массой воздуха в колбе (Dm = m2 – m1);

4) массу диоксида углерода в колбе (mд. у. = mв + Dm);

5) молярную массу диоксида углерода по абсолютной плотности СО2, по относительной плотности СО2 по воздуху, зная, что молярная масса воздуха равна 28,9 г/моль и по уравнению Клапейрона-Менделеева;

6) абсолютную и относительную погрешности опыта.

Лабораторная работа № 4.

Определение молярной массы эквивалента алюминия

Цель работы – ознакомление с понятием эквивалента вещества и методикой расчёта молярной массы эквивалента веществ в реакциях выделения водорода.

Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица, которая замещает, присоединяет или отщепляет один атом водорода, присоединяет или отдаёт один электрон в окислительно-восстановительных реакциях. Реальная или условная частица вещества А, которая замещает, присоединяет или отщепляет один эквивалент какого-либо вещества Э(Б), также является эквивалентом вещества Э(А).

Так как эквивалент рассматривается в качестве частицы (иногда это просто формальное представление, а не отражение фактической реальности), то, как и всякой химической частице, ему всегда должна соответствовать химическая формула.

Для того чтобы правильно записать формулу эквивалента вещества, надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество. Определение эквивалента вещества безотносительно к какой-либо реакции лишено какого-либо смысла, исключением являются две частицы – атом водорода и электрон, которые по определению понятия эквивалента являются эквивалентами применительно к любым реакциям этих частиц.

Рассмотрим несколько примеров определения формулы эквивалента.

1. H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

В молекуле серной кислоты замещено два атома водорода, следовательно, на один замещаемый атом водорода приходится половина молекулы серной кислоты, т. е. формулой эквивалента серной кислоты в этой реакции является ½H2SO4. В соответствии с формулой молярная масса эквивалента серной кислоты в этой реакции (и во всех других реакциях, где в молекуле H2SO4 замещаются оба атома водорода) равна ½ М(H2SO4). Символьная запись молярной массы эквивалента серной кислоты для рассматриваемого случая запишется в следующей форме – M(½H2SO4). Т. е., M(½H2SO4) = ½ М(H2SO4).

Множитель, стоящий в выражении молярной массы эквивалента перед формулой вещества, называют фактором эквивалентности.

2. H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

В молекуле серной кислоты замещён один атом водорода, следовательно, на один замещаемый атом водорода приходится молекула серной кислоты, т. е. формулой эквивалента серной кислоты в этой реакции является H2SO4. Очевидно, что эквивалентом серной кислоты в этой реакции является молекула. При обозначении молярной массы эквивалента вещества с фактором эквивалентности равным единице (в этих случаях молекула вещества и эквивалент вещества тождественны), для акцентирования внимания на эквивалентные, а не молекулярные отношения, вписывают фактор эквивалентности ⅟1. Например, для рассматриваемой реакции обозначение молярной массы эквивалента серной кислоты можно записать в следующей форме – M(⅟1H2SO4). Т. е., M(1 ⁄ 1 H2SO4) = М(H2SO4).

3.Cr – 3e– = Cr3+

Атом хрома в реакции отщепляет три электрона и, следовательно, за эквивалент хрома в этой реакции следует принять условную частицу – треть атома хрома, т. е. формула эквивалента хрома – ⅓Cr, а M(⅓Cr) = ⅓M(Cr)

Проведение опыта

Метод основан на измерении объёма водорода, выделяемого из кислоты при действии на неё металлического алюминия.

Прибор для определения эквивалента алюминия состоит из двух бюреток, укреплённых в штативе и соединённых снизу гибкой трубкой. Перед опытом бюретки примерно наполовину заполняются подкрашенной водой. Уровень воды в обоих открытых бюретках автоматически устанавливается на одинаковой высоте (принцип сообщающихся сосудов). В одну из бюреток сверху вставлена на пробке гибкая трубка, трубка с другой стороны также вставлена в пробку, предназначенную для закрывания пробирки.

Взвесьте на аналитических весах навеску от тонкой алюминиевой пластинки (масса навески около 0,001г) с точностью до 0,0001 г. В пробирку налейте 5 – 6 мл 2 М раствора соляной кислоты. Пробирку с кислотой слегка наклоните и осторожно приложите кусочек алюминия к её внутренней части так, чтобы он не упал в кислоту до введения пробки в пробирку. Держа пробирку в наклонном положении, плотно закройте её пробкой и щелчком стряхните алюминий в кислоту. После окончания реакции дайте пробирке охладиться, не открывая пробирку, приведите воду в бюретках к одному уровню и по разности уровней перед началом и в конце опыта определите объём выделившегося водорода.

Выпишите показания барометра и термометра, по таблице найдите значение упругости водяных паров при данной температуре.

Форма записи

Отсчёт на бюретке до опыта...........

Отсчёт на бюретке после опыта.....

Объём выделившегося водорода....

Барометрическое давление.............

Температура.....................................

Упругость водяных паров..............

Вычисление результатов

1. Приведите объём выделившегося водорода V к нормальным условиям по формуле

где P– барометрическое давление; h – упругость водяных паров при температуре опыта; Т – температура опыта; То, Vo, Ро – нормальные температура (273 К), объём и давление (760 мм. рт. ст.) соответственно.

2. На основании закона эквивалентов рассчитайте молярную массу эквивалента алюминия.

3. Определите абсолютную и относительную ошибки опыта из сравнения полученного значения с теоретическим значением молярной массы эквивалента алюминия.

Лабораторная работа № 5.

Определение теплоты реакции нейтрализации

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Реакции, сопровождающиеся выделением тепла, называются экзотермическими, а реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты - эндотермическими. Теплота, выделенная (или поглощённая) химической системой в ходе реакции с участием количеств реагентов, точно соответствующих указанным в уравнении реакции, называется тепловым эффектом этой реакции.

В соответствии с законом сохранения энергии для обратимых химических систем тепловой эффект прямой реакции всегда численно равен тепловому эффекту обратной реакции, но противоположен по знаку. В термодинамической теории принято экзотермический тепловой эффект обозначать знаком минус, эндотермический – знаком плюс. Из первого начала термодинамики следует, что для химических процессов, проводимых при постоянном давлении, значение теплового эффекта химической реакции численно равно возрастанию или уменьшению энтальпии системы при прохождении реакции, т. е. для экзотермической реакции теплота, выделяемая системой в ходе реакции, равна уменьшению энтальпии системы Qp = –DH. Энергия, теряемая системой, выделяется во внешнюю среду в форме тепловой энергии.

Реакция сильных кислот со щелочами сопровождается выделением значительного количества теплоты. В настоящей работе предлагается экспериментальное определение теплового эффекта реакции щёлочи NaOH с сильной кислотой HCl.

Проведение опыта.

Для проведения опыта берутся 1 М растворы NaOH и HCl. Работа проводится в упрощённом калориметре, состоящем из двух стаканов ёмкостью в 250 и 100 мл, корковой пробки и термометра с делениями на 0,1 градуса.

Внутренний стакан калориметра (ёмкость 100 мл) взвесьте с точностью до 1 г. Затем налейте в него из бюретки точно 25 мл раствора HCl и поместите стакан во внешний стакан калориметра. В сухой стакан ёмкостью 50 мл налейте из бюретки 25 мл раствора NaOH. Измерьте температуру раствора кислоты с точностью до 0,1 градуса. Температуру раствора щёлочи можно не измерять, так как оба раствора, находясь в одинаковых условиях, имеют одинаковую температуру. Не вынимая термометр из раствора кислоты, быстро влейте в кислоту при перемешивании подготовленные 25 мл раствора NaOH. Когда повышение температуры прекратится, отметьте максимальную температуру раствора. Данные опыта и необходимые справочные данные запишите в таблицу.

Форма записи

1. Масса внутреннего стакана (m1).....................г

2. Объём раствора кислоты (vк) равен 25 см3

3. Объём раствора щёлочи (vщ) равен 25 см3

4. Концентрация кислоты (Ск) равна 1,0 моль/дм3

5. Концентрация щёлочи (Сщ) равна 1,0 моль/дм3

6. Теплоёмкость стекла (сс) равна 0,84 Дж/(г×К)

7. Теплоёмкость раствора (ср) принимается равной 4,18 Дж/(г×К)

8. Начальная температура (tн).............................оС

9. Конечная температура (tк)............................... оС

10. Плотность раствора кислоты (ρк) равна 1,016 г/cм3

11. Плотность раствора щёлочи (ρщ) равна 1,041 г/cм3

Вычисления

Теплота, выделившаяся при протекании реакции, расходуется на нагревание раствора и внутреннего стакана. Теплоёмкость разбавленного раствора NaCl без существенной погрешности можно принять равной теплоёмкости воды, т. е. 4,18 Дж/(г×К).

Теплота, расходуемая на нагревание раствора (qр-р), определяется следующим равенством

qр-р = ср×(ρк×vк + ρщ× vщ)×(tк − tн) = = 215(tк − tн) Дж.

Теплота, расходуемая на нагревание стакана (qст), определяется следующим равенством

qст = сс× m1×(tк − tн) = 0,84× m1×(tк − tн) Дж.

Общий расход теплоты на нагревание (qобщ) составит

qобщ = qр-р + qст = (215 + 0,84× m1)×(tк − tн) Дж.

Подсчитанное по результатам опыта количество выделившейся теплоты получено при нейтрализации 0,025 моль кислоты. Тепловым эффектом реакции, как указано во вводной части методических указаний к работе, считается теплота, выделенная при вступлении в реакцию количеств веществ, указанных в уравнении реакции. Из уравнения проведённой реакции

HCl + NaOH = NaCl + H2O следует, что за тепловой эффект этой реакции (−DНр) следует принимать количество теплоты, выделяемое при вступлении в реакцию 1 моля кислоты и, соответственно, 1 моля щелочи, т. е. DНр = − qобщ/0,025 Дж

Стандартный тепловой эффект этой реакции, рассчитанный по таблицам стандартных значений теплот образования веществ, равен 57,3 кДж. Рассчитайте процент относительного расхождения этой величины с полученной Вами в опыте.

Лабораторная работа № 6

Скорость химической реакции и смещение химического равновесия

Скорость химических реакций

Скоростью химической реакции называется изменение количества какого-либо из реагирующих или образующихся в реакции веществ за единицу времени. Для систем с равномерным распределением вещества в объёме системы (истинные жидкие и газовые растворы) скорость измеряется изменением концентрации вещества в единицу времени.

Химическое взаимодействие веществ возможно только при столкновении их молекул. Поэтому скорость химической реакции зависит от частоты столкновений молекул. Увеличение концентрации реагента обеспечивает увеличение частоты столкновений и, следовательно, увеличение скорости реакции. Зависимость скорости реакции (v) от концентрации определяется законом действующих масс – скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для реакции A + B = C + D общее выражение скорости записывается в следующем виде:

v = k×C(A)×C(B),

где C (A) и C(B) – молярные концентрации реагирующих веществ;

k – константа скорости реакции.

Следует отметить, что в указанной простой форме зависимость между скоростью реакции и концентрациями реагирующих веществ соблюдается только в так называемых элементарных реакциях.

Элементарными называются реакции, происходящие в результате одноактного столкновения молекул. Большинство химических реакций протекают через последовательный ряд элементарных реакций на пути превращения исходных молекул в конечные. Поэтому зависимость скорости реакции от концентраций исходных веществ в сложных реакциях не находится в прямом соответствии с общим уравнением реакции. Эта зависимость для сложных реакций устанавливается в экспериментальных исследованиях.

Если в реакции участвуют твёрдые вещества, то в выражении скорости реакции не вписываются их концентрации. Твёрдые вещества реагируют только поверхностными атомами или молекулами, в этом случае можно говорить о поверхностной концентрации (количестве атомов или молекул вещества, располагающихся на единице поверхности вещества), которая не изменяется в ходе реакции. Вклад твёрдого вещества в скорость реакции отражается в константе скорости, которая определяется экспериментально.

Влияние температуры на скорость реакции определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа – повышение температуры на 10 градусов увеличивает скорость реакции в 2 – 4 раза. Правило Вант-Гоффа обычно выражается следующим равенством:

,

где v1 и v 2 – скорость реакции при температурах t1 и t2 соответственно;

- температурный коэффициент скорости реакции.

Превращение молекул происходит не при любом столкновении молекул реагентов – для совершения превращения энергия столкновения должна быть достаточной для возбуждения внешних (валентных) орбиталей. Столкновение с энергией достаточной для химического превращения сталкивающихся частиц называется активным столкновением. С увеличением температуры возрастает кинетическая энергия молекул и, следовательно, возрастает доля активных столкновений из числа всех столкновений. Кроме того, за счёт увеличения скорости движения частиц возрастает общая частота столкновений. Таким образом, увеличение температуры приводит к увеличению скорости химических реакций.

Химическое равновесие

Вещества, образующиеся в результате химической реакции, как правило, остаются в той же химической системе, в которой находятся исходные вещества и их молекулы также вступают во взаимные столкновения. Поскольку сущность химической реакции составляет перегруппировка электронов относительно ядер атомов или ионов относительно друг друга, то принципиальная возможность обратной перегруппировки не вызывает сомнений. Поэтому все химические реакции принципиально обратимы. Практическая необратимость многих реакций обусловливается чаще всего выводом продуктов прямой реакции за пределы реагирующей системы или возникающими затруднениями обратной реакции в связи с изменениями агрегатного состояния веществ в ходе реакции.

Обратимость реакции неизбежно приводит к состоянию динамического равновесия в реагирующей системе. Как отмечено выше, скорость реакции увеличивается с увеличением концентрации реагентов и уменьшается с уменьшением концентрации реагентов. В начале прямой реакции продукты реакции ещё отсутствуют, а концентрация исходных веществ максимальна (она будет уменьшаться по ходу реакции). При уменьшении концентрации исходных веществ скорость прямой реакции уменьшается. Концентрация продуктов прямой реакции возрастает по мере протекания прямой реакции, следовательно, скорость обратной реакции возрастает. Причиной установления равновесия является неизбежное выравнивание скоростей прямой и обратной реакций. При постоянном уменьшении скорости прямой реакции и возрастании скорости обратной реакции они в какой-то момент становятся равными друг другу. Дальше сколько бы продуктов реакции ни образовывалось за какое-то время, ровно столько же их за то же время превращается обратно в исходные вещества. Поэтому в состоянии равновесия концентрации, как исходных веществ, так и продуктов прямой реакции, остаются неизменными сколь угодно долго при сохранении внешних условий (P, T, V, C) постоянными.

Для реакции A + B = C + D запишем выражения скоростей прямой и обратно реакций

vпр = kпр×C(A) ×C(B); vобр = kобр×C(С) ×C(D).

В состоянии равновесия vпр = vобр, следовательно, равны и правые части выражений, т. е. kпр×C(A) ×C(B) = vобр = kобр×C(С) ×C(D). Вынесем константы скорости в одну сторону, концентрации – в другую.

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций тоже величина постоянная и отражает отношения произведений концентраций исходных веществ и продуктов прямой реакции. Эта величина называется константой равновесия обратимой реакции (Кр).

В выражениях скорости реакции концентрации веществ могут быть произвольными, но в выражении константы равновесия концентрации веществ взаимозависимы – изменение концентрации любого из веществ приведёт к изменению концентраций всех остальных веществ до установления концентраций, соответствующих постоянству значения Кр. Поэтому в выражении константы равновесия равновесные концентрации веществ принято выражать с помощью квадратных скобок (чтобы равновесные концентрации отличать в записи от произвольных независимых концентраций). В такой форме запись выражения константы равновесия вышерассмотренной реакции примет следующий вид

Константа равновесия при неизменности других параметров не зависит от концентраций реагентов. При изменении условий реакции (T, P, V) равновесие может быть смещено в сторону реакции, противодействующей произведённому изменению (принцип Ле Шателье).

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагента

При протекании реакции между растворами серной кислоты и тиосульфата натрия образуется сера, выделяющаяся из раствора в виде мути.

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

Время, проходящее от начала реакции до появления мути, пропорционально скорости реакции.

Налейте в три пробирки по 5 мл раствора серной кислоты, а в три стаканчика налейте следующие растворы: в первый – 15 мл тиосульфата; во второй – 10 мл тиосульфата и 5 мл воды; в третий – 10 мл тиосульфата и 10 мл воды. В каждый стаканчик влейте при перемешивании содержимое одной из пробирок и определите, через какое время в каждом из стаканчиков появится муть. Результаты наблюдений запишите в таблицу.

Форма записи

№ стакана	Объём, мл	Относительная конц-ция Na2S2O3	Время появления мути, t	Относительная скорость реакции, 1/t
р-ра Na2S2O3	воды
1	15	0	1
2	10	5	2/3
3	5	10	1/3

По результатам наблюдения составьте график зависимости относительной скорости реакции от относительной концентрации раствора тиосульфата. Сделайте вывод о форме зависимости скорости реакции от концентрации одного из реагирующих веществ.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Налейте в три пробирки по 5 мл раствора тиосульфата натрия и в другие три пробирки – по 5 мл раствора серной кислоты. Влейте в одну из пробирок с серной кислотой раствор тиосульфата из одной пробирки, встряхните пробирку и определите время от слива до появления мути при комнатной температуре. Повторите этот опыт с двумя другими пробирками, предварительно подогрев их на водяной бане на 10 градусов выше комнатной температуры. Аналогичный опыт с оставшимися двумя пробирками проведите при температуре на 20 градусов выше комнатной. Результаты наблюдений запишите в таблицу.

Форма записи

№ опыта	Температура, oC	Время до появления мути, с	Относительная скорость реакции, 1/c
1
2
3

Составьте график зависимости относительной скорости реакции от температуры. Сделайте вывод о форме зависимости скорости реакции от температуры.

Опыт 3. Смещение химического равновесия

В стаканчик влейте по 10 мл разбавленных растворов трихлорида железа и роданида аммония. Смешанный раствор приобретёт характерный для раствора роданида железа красный цвет. Составьте уравнение реакции. Раствор разлейте примерно поровну на четыре пробирки.

В одну из пробирок введите 2 – 3 капли концентрированного раствора трихлорида железа, во вторую – 2 – 3 капли концентрированного раствора роданида аммония, в третью – несколько кристалликов хлорида аммония, четвёртую пробирку оставьте для сравнения интенсивности окраски с другими тремя растворами.

Сравните окраску в четырёх пробирках. По изменению интенсивности окраски можно определить направление смещения равновесия при изменении концентраций реагентов в равновесной химической системе. Напишите выражение константы равновесия проведённой реакции, объясните причины изменения интенсивности окраски в пробирках на основании теории химического равновесия и результатов проведённого опыта.

Лабораторная работа № 7. Ионообменные реакции

Опыт 1. Ионообменные реакции с образованием осадка

В три пробирки влейте по 2 мл разных растворов: в одну – раствор сульфата магния; в другую – раствор сульфата алюминия; в третью – раствор серной кислоты. В каждую из пробирок введите по несколько капель раствора хлорида бария. Составьте молекулярные и краткие ионные уравнения прошедших реакций.