Лабораторная работа № 1
Кинетика химических процессов
Цель работы: изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов: природы реагирующих веществ, температуры, концентрации.
Основные понятия: понятия гомогенной и гетерогенной систем, поверхность раздела, скорости гомогенной и гетерогенной реакции; закон действующих масс, порядок и молекулярность реакции, константа скорости химической реакции; уравнения Вант-Гоффа, Аррениуса; энергия активации; закон Генри.
Приборы: 1. пробирки: 6 шт; 2. штатив для пробирок; 3. метроном или секундомер; 4. термостат и крышка к нему 5. с отвестиями для пробирок; 6. термометр; 7. стеклянные палочки; 8. пипетки капельные. | Реактивы: 1. тиосульфат натрия Na2S2O3; 2. 2 н. раствор серной кислоты H2SO4; 3. раствор концентрированной соляной кислоты HCl; 4. мрамор CaCO3. |
Вопросы для самоподготовки:
1. Что такое скорость химической реакции?
2. Перечислите факторы, от которых зависит скорость химической реакции.
3. Сформулируйте закон действующих масс.
4. Что называют константой скорости химической реакции?
5. Что называют порядком химической реакции?
6. Что такое молекулярность реакции, в чем отличие молекулярности реакции от порядка реакции?
7. Как изменится скорость химической реакции при изменении температуры? Уравнение Вант-Гоффа. Физический смысл температурного коэффициента.
8. Что называют энергией активации? Уравнение Аррениуса.
Опыт № 1. Исследование влияния концентрации реагирующих веществ на скорость в гомогенной системе.
Исследование влияния концентрации реагирующих веществ на скорость в гомогенной системе проведите на примере реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. Тиосульфат натрия является солью слабой тиосерной кислоты и является термодинамически устойчивым, не разлагается ни в твердом виде, ни в водных растворах. При действии на соль тиосерной кислоты сильных кислот, например, серной, последние вытесняют ее из солей, в отличие от которых, кислота неустойчива и в водных растворах диспропорционирует. Данное взаимодействие может быть описано следующим общим уравнением:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + SO2 + H2O
SO32– + 2H+ = S + SO2 + H2O
Рассмотрим все стадии реакции:
1 стадия: Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3+ Na2SO4
S2O32- + 2H+= H2S2O3
2 стадия: H2S2O3 = H2SO3 + S
3 стадия: H2SO3 = H2 O + SO2
Вторая стадия процесса, представляющая собой диспропорционирование тиосерной кислоты, является самой медленной (лимитирующая стадия) и ее скорость определяет скорость протекания всего процесса взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.
Предварительно проделайте качественный опыт, для чего в пробирку внесите 5-10 капель 1н. раствора тиосульфата натрия и 3-5 капель 2н. раствора серной кислоты. Наблюдайте появление слабой опалесценции и дальнейшее помутнение раствора от выпавшей свободной серы.
Приготовьте три раствора тиосульфата натрия различной концентрации в соответствие с таблицей.
Первую и вторую пробирки осторожно встряхните. Таким образом, содержание тиосульфата натрия (в моль) составит: в 1-й пробирке – 1С моль; во 2-й пробирке – 2С моль; в 3-й пробирке – 3С моль.
Включите метроном. В первую пробирку добавьте 1 каплю 2н. раствора серной кислоты. Считая удары метронома, измерьте время от момента добавления кислоты до появления в растворе заметной опалесценции. Аналогичную операцию проведите с растворами, содержащимися во 2-й и 3-й пробирках.
Данные опыта занесите в таблицу. Постройте графическую зависимость скорости химической реакции от концентрации раствора тиосульфата натрия u = f(C), на основании которой сделайте вывод об изменении скорости химической реакции при изменении концентрации реагирующих веществ.
Число капель раствора Na2S2O3 | Число капель H2O | Число капель раствора H2SO4 | Общий объем раствора | Условная концентрация | Время течения реакции, сек. | Скорость реакции, 1/t |
5 10 15 | 10 5 0 | 1 1 1 | 16 16 16 | C 2C 3C |
Опыт № 2. Влияние температуры на скорость реакции в гомогенной системе.
Приготовьте термостат, для чего в стакан емкостью 300-400 см3 налейте воды на 2/3 объема и закройте стакан картонной крышкой с тремя отверстиями, в одно из отверстий вставьте термометр с ценой деления 0,2, во второе-пробирку с 2н. раствором серной кислоты и с опущенной в нее пипеткой. В третье отверстие поместите пробирку с 10 каплями 1н. раствора тиосульфата натрия. Через 5-10 минут включите метроном или секундомер. Не вынимая пробирку с тиосульфатом натрия из термостата, добавьте в нее 1 каплю 2н. серной кислоты из пробирки, находящейся в том же термостате. Считая удары метронома, измерьте время от момента добавления кислоты до появления заметной опалесценции. Измерения проведите не менее 3-х раз, повышая температуру при каждом новом эксперименте в среднем на 10 градусов.
Полученные данные занесите в таблицу.
№ опыта | Температура опыта, ºС | Время течения реакции (число ударов метронома) | Скорость реакции 1/t, условные единицы. |
1 2 3 |
На основании графической зависимости u = f(T) сделайте вывод о зависимости скорости химической реакции от температуры.
Опыт № 3. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе.
Возьмите 2 одинаковые навески мрамора: одну – целым куском, а другую – в виде мраморной крошки. Опустите навески в две пробирки и одновременно добавьте одинаковое количество (10-20 капель) раствора соляной кислоты (1:1) (ТЯГА!). Сравните время полного растворения мрамора в каждом случае от момента внесения первой капли раствора кислоты и объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнения соответствующих реакций.
Лабораторная работа № 2
Катализ и катализаторы
Цель работы: изучить явление катализа, рассмотреть влияние катализаторов на интенсивность протекания химических реакций.
Основные понятия: катализ: гомогенный, гетерогенный; катализаторы: гомогенные, гетерогенные, биокатализаторы; теории катализа; каталитические яды; “отравление“ катализатора.
Приборы: 1. колбы конические 2. на 250 мл – 3 шт; 3. цилиндры на 10 и 100 мл – по одной шт; 4. стакан на 200 мл – 3 шт | Реактивы: 1. раствор медного купороса (3%-ный или 0,12М) CuSO4×5H2O; 2. раствор аммиака (10%-ный) NH4OH; 3. раствор пероксида водорода (10%-ный и 3%-ный) H2O2; 4. оксид марганца(IV) MnO2, 5. кусочек свежего и вареного картофеля. |
Вопросы для самоподготовки:
1. Понятие катализа. Виды катализа.
2. Катализаторы и их классификация.
3. Теории катализа: адсорбционная теория.
4. Теории катализа: теория промежуточного комплекса.
5. Объясните с позиций теории промежуточного комплекса каталитическое действие оксида ванадия(V) на реакцию окисления диоксида серы в контактном способе получения серной кислоты.
6. Объясните с позиций теории промежуточного комплекса каталитическое действие монооксида азота на реакцию окисления диоксида серы в нитрозном способе получения серной кислоты.
7. Структура катализатора.
8. Объясните с точки зрения адсорбционной теории механизм каталитического действия оксида ванадия(V) на реакцию окисления диоксида серы в контактном способе получения серной кислоты.
9. Биокатализ. Биокатализаторы. Механизм действия биокатализаторов. Температурная зависимость ферментативных реакций.
10. “Отравление” катализатора. Каталитические яды. Регенерация катализаторов. Приведите примеры веществ, выступающих в качестве каталитических ядов по отношению к оксиду ванадия(V) и предложите методы восстановления каталитической активности катализатора.
Опыт №1. Изучение гомогенного катализа.
Исследование гомогенного катализа проведите на примере реакции разложения пероксида водорода в водном растворе.
2H2O2 = 2H2O + O2
H2O2 представляет собой бесцветную сиропообразную жидкость с плотностью равной 1,45 г/см3 . Это соединение способно разлагаться со взрывом на воду и кислород:
2H2O2(ж) =2H2 O(ж) + O2(г) + 47,2 ккал
Водные растворы перекиси водорода более устойчивы; в прохладном месте они могут сохранятся довольно долго. Разложение перекиси водорода в водных растворах ускоряется катализаторами, например, MnO2, Cu, Fe, Mn и их ионами.
Для проведения эксперимента в конические колбы внесите: в 1-ю – 50 мл раствора медного купороса; во 2-ю – 50 мл раствора аммиака; в 3-ю – по 25 мл растворов медного купороса и аммиака. В третьей колбе образуется темно-синий раствор сульфата тетрааммина-меди(II)
CuSO4 + 4H3N×H2O = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O
Cu2+ + 4H3N×H2O = [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O
Добавьте во все колбы по 10 см3 раствора пероксида водорода. Объясните наблюдаемые явления.
Опыт №2. Изучение гетерогенного катализа.
Налейте в два стакана по 50 см3 3%-ного раствора пероксида водорода. В один стакан добавьте немного оксида марганца(IV), в другой – небольшой кусочек свежего картофеля. Наблюдайте интенсивное разложение пероксида водорода с выделением кислорода. Выделение кислорода покажите тлеющей лучинкой. Налейте в третий стакан 50 см3 раствора перекиси водорода и положите туда кусочек вареного картофеля. Отметьте интенсивность реакции разложения перекиси водорода во всех колбах. Объясните наблюдаемые явления.
Лабораторная работа № 3
Химическое равновесие.
Смещение химического равновесия
Цель работы: изучение влияния различных факторов на состояние химического равновесия.
Основные понятия: обратимые и необратимые химические реакции; химическое равновесие как динамический процесс; константа химического равновесия; смещение химического равновесия, принцип Ле-Шателье; тепловой эффект реакции: экзотермические и эндотермические химические реакции.
Приборы: 1. пробирки – 4 шт; 2. колбы с пробками на 50 и 100 см3 по 1 шт; 3. стаканы; 4. штатив для пробирок. | Реактивы: 1. 0,002н. раствор хлорида железа (III) FeCl3; 2. 0,002н. раствор роданида калия KSCN; 3. насыщенный раствор хлорида железа (III) FeCl3; 4. насыщенный раствор роданида калия KSCN; 5. кристаллический хлорид калия KCl; 6. диоксид азота NO2. |
Вопросы для самоподготовки:
1. Какие реакции называются обратимыми? Приведите примеры.
2. Что такое состояние химического равновесия? Его характер.
3. Что называют константой химического равновесия?
4. Что называют сдвигом равновесия?
5. Перечислите факторы, влияющие на состояние химического равновесия.
6. Для необратимых реакций, протекающих до конца, константа равновесия стремится к бесконечности, так как концентрация продуктов реакции намного превышает концентрацию исходных веществ. О чем свидетельствует стремление константы равновесия к нулю?
7. Какие процессы называются экзотермическими и эндотермическими?
8. Сформулируйте принцип смещения равновесия Ле-Шателье.
9. Как влияет температура на состояние химического равновесия?
10. Оцените влияние концентраций компонентов системы на состояние химического равновесия.
11. Оцените влияние давления на состояние химического равновесия в газовых системах.
Опыт №1. Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия.
Исследование влияния концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия проведем на примере реакции образования роданидных комплексов железа (III), имеющих характерную кроваво-красную окраску (качественная реакция на Fe3+)
Для этого в четыре пробирки внесите по 5-7 капель 0,002н. растворов хлорида железа (III) и роданида калия. Растворы поставьте в штатив. Одну пробирку с полученным раствором сохраните для сравнения результатов опыта. В остальные пробирки добавьте 
следующие реактивы: в первую – 1 каплю насыщенного раствора хлорида железа (III); во вторую – 1 каплю насыщенного раствора роданида калия; в третью – несколько кристалликов хлорида калия.
Сравните интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона.
Запись данных опыта.
Запишите свои наблюдения. Составьте уравнения соответствующей обратимой реакции и напишите выражение константы равновесия.
1. Какие вещества находятся в растворе при равновесии?
2. Какое вещество придает раствору красную окраску?
3. Как изменяется интенсивность окраски раствора, и в каком направлении смещается равновесие данной равновесной системы при добавлении: а) хлорида железа (III); б) роданида калия; в) хлорида калия.
4. Как изменяются при этом в каждом случае концентрация компонентов равновесной системы:
а) роданида железа;
б) хлорида каля;
в) хлорида железа (III);
г) роданида калия по сравнению с их концентрациями после прибавления соответствующего реагента.
Опыт №2. Влияние температуры на смещение равновесия.
Влияние температуры на смещение равновесия исследуйте на примере димеризации NO2 . Для этого заполните две сухие колбы диоксидом азота, отметьте бурый цвет оксида азота(lV). Приготовьте два стакана: один – с горячей, другой – с холодной водой. Одновременно осторожно опустите в них колбы. Наблюдайте усиление окраски газа в горячей воде и обесцвечивание в холодной. В данном случае имеет место обратимая реакция образования димера N2O4 (бесцветный газ) из NO2 (бурый газ)
На основании принципа Ле-Шателье и данных опыта решите вопрос о тепловом эффекте прямой и обратной реакций.
