Практикум по химии. Часть I (стр. 3 )

Опыт 8: Выполнить предыдущий опыт, используя молибденово-кислый натрий Na2MoO4 вместо двуокиси марганца MnO2

Раздел III. Химическое равновесие

Лабораторная работа № 3

Цель работы: изучение влияния изменения концентрации реагирующих веществ и температуры на химическое равновесие.

Опыт 1: Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия обратимых реакций

Изучение влияния скорости прямой и обратной реакции на смещения химического равновесия рассмотрим на реакции:

FeCl3 +	3KCNS	« Fe(NCS)3 + 3KCl.
Хлорид железа (III)	Роданид калия	Роданид железа (III)

Интенсивность окрашивания раствора роданидом железа позволит следить за сдвигом химического равновесия.

Порядок выполнения опыта

1.  Налейте в мерный цилиндр 10 мл 0,1-нормального раствора хлорида железа (III), прилейте к нему 10 мл 0,1-нормального раствора роданида калия или роданида аммония.

2.  Разлейте раствор из цилиндра по 5 мл в 4 пробирки, одну из которых оставьте в качестве контрольной.

3.  В остальные пробирки внесите следующие реактивы:

-  в первую – несколько капель концентрированного раствора хлорида железа (III);

-  во вторую – несколько капель концентрированного раствора роданида калия или аммония;

-  в третью – несколько кристалликов хлорида калия (пробирку встряхнуть для лучшего растворения соли).

4.  Пронаблюдайте интенсивность окраски раствора во всех трех пробирках по сравнению с контрольной. Объясните наблюдаемые результаты.

5.  Напишите выражение для константы химического равновесия исследованной реакции.

Опыт 2: Влияние температуры на химическое равновесие

При взаимодействии йода с крахмалом образуется синее вещество сложного состава (йодокрахмал). Реакция экзотермическая и равновесие ее можно условно представить схемой:

йод + крахмал « йодокрахмал + Q.

Порядок выполнения опыта

1. В две пробирки налить по 2−3 мл раствора крахмала.

2. В обе пробирки добавьте по 2−3 капли раствора йода. Наблюдайте появление синей окраски.

3.  Подогрейте одну из пробирок и наблюдайте изменение окраски.

4.  Охладите пробирку водой из-под крана – синее окрашивание опять появится.

Опыт 3: Обратимость смещения химического равновесия

В растворах, содержащих шестивалентный хром, существует равновесие:

2CrO42– + 2H+ « Cr2O72– + H2O

хромат-ион бихромат-ион

(желтый) (оранжевый)

Изменение концентрации ионов водорода смещает это равновесие.

Порядок выполнения опыта

1.  В химический стаканчик на 100 мл налить небольшое количество 10 % раствора K2Cr2O7.

2.  К раствору K2Cr2O7 по каплям добавить концентрированный раствор щелочи и наблюдать изменение окраски.

3.  Когда раствор станет желтым, добавить по каплям концентрированную серную кислоту, наблюдают появление оранжевой окраски. После этого можно снова прибавить щелочи и получить желтую окраску.

Контрольные вопросы

1.Перечислите факторы, влияющие на изменение скорости химической реакции.

2.  Какие реакции относятся к гомогенным, а какие к гетерогенным?

3.  Как измеряются скорость гомогенной и гетерогенной реакций? Дайте определения.

4.  Где проходят гомогенные реакции и где гетерогенные?

5.  Как зависит скорость химической реакции от концентрации реагирующих веществ? Напишите уравнение скорости для реакции

А + В = С.

6.  В каком случае зависимость скорости реакции определяется законом действия масс? Прочтите этот закон.

7.  Какая энергия называется энергией активации? Что она характеризует?

8.  Как влияет температура на скорость химической реакции? Прочтите правило Вант-Гоффа и напишите уравнение для определения скорости химической реакции при изменении температуры. В чем заключается смысл температурного коэффициента реакции?

9.  Какое состояние называется активированным комплексом?

10.  Как влияет катализатор на скорость химической реакции? Дайте определение катализа. Какие виды катализа существуют? Как называются реакции под действием катализаторов?

11.  Какое состояние называется химическим равновесием? Напишите уравнение константы равновесия для обратимой реакции

А + В ⇄ С + Д.

12.  Какой процесс называется смещением химического равновесия, и какому принципу он подчиняется?

13.  Какие условия проведения химической реакции приводят к смещению химического равновесия, как это происходит?

Раздел IV. Растворы

Лабораторная работа № 4

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЕГО ТИТРА

Цель работы: научиться готовить растворы заданной концентрации и ознакомиться с методом титриметрического (объемного) анализа.

Титриметрическим анализом называют метод количественного анализа, в котором измерение массы производится путем измерения объемов.

Его сущность заключается в следующем: к раствору, приготовленному из навески анализируемого вещества (или к определенной части объема этого раствора), постепенно приливают раствор точно известной концентрации до тех пор, пока взаимодействующие вещества не прореагируют полностью. Тогда на основании точного измерения объема реактива вычисляют содержание определяемой составной части в анализируемом образце. Момент окончания реакции, когда взаимодействующие вещества полностью прореагируют между собой, называется точкой эквивалентности, так как в этот момент количества прореагировавших веществ точно эквивалентны.

Титриметрический анализ в зависимости от типа используемых химических реакций делят на три основных метода:

1.  Окислительно-восстановительный метод, основанный на применении окислительно-восстановительных реакций.

2.  Метод нейтрализации, в котором используют реакцию нейтрализации.

3.  Метод осаждения и комплексообразования, основанный на применении реакций, сопровождающихся выделением осадков или образованием комплексных соединений.

Опыт 1: Приготовление раствора заданной концентрации и определение его нормальной концентрации методом титрования

Порядок выполнения опыта

а) приготовление раствора заданной концентрации:

1.  Возьмите у преподавателя навеску сухой концентрированной щелочи для получения определенного количества раствора КОН заданной концентрации.

2.  Рассчитайте количество сухой щелочи КОН, необходимое для приготовления, например, 300 мл раствора заданной концентрации.

3.  Взвесьте на весах с точностью до 0,01 г часовое стекло. Поместите на него КОН в количестве, равном расчетному. Рассчитайте, исходя из массы щелочи, необходимое количество дистиллированной воды.

4.  Перенесите в колбу через воронку навеску КОН. Часовое стекло над воронкой обмойте небольшим количеством дистиллированной воды, отмеренной для растворения. Оставшимся количеством воды смойте всю щелочь с воронки в колбу. Содержимое колбы перемешайте.

б) определение нормальной концентрации методом титрования

Нахождение титра раствора щелочи основано на реакции нейтрализации его раствором кислоты, имеющим точно установленный титр. Сущность метода титрования состоит в точном определении объема титрованного раствора анализируемого вещества, чтобы протекающая между ними химическая реакция прошла строго количественно, т. е. чтобы после реакции не осталось избытка ни одного из реагирующих веществ. Заметить конец данной химической реакции позволяют индикаторы, которые в момент окончания химической реакции меняют свою окраску. Для точного измерения объемов растворов, применяемых при титровании, пользуются пипетками, бюретками и мерными колбами.

5.  Бюретку ополосните раствором соляной кислоты (HCl) с известной нормальной концентрацией, а затем заполните ее этой кислотой, установив на нулевое деление бюретки по нижнему мениску жидкости. Отберите пипеткой 20 мл приготовленного раствора КОН в мерную колбу, добавьте 2 капли индикатора (фенолфталеин). Приступайте к титрованию. Сначала проводят ориентировочный опыт. Для этого ставят колбу с раствором на лист белой бумаги и располагают под бюреткой так, чтобы конец ее был погружен в колбу приблизительно на 1 см. После этого прибавляют из бюретки по 1 мл кислоты, все время перемешивая жидкость вращением колбы. В результате этого опыта устанавливают с точностью до 1 мл количество кислоты, необходимое для нейтрализации щелочи. Конец реакции определяется по изменению окраски раствора (розовое окрашивание). При следующих точных титрованиях сначала прибавляют из бюретки в колбу всё необходимое для нейтрализации число миллилитров раствора кислоты, за исключением последнего миллилитра, который добавляют по каплям. Прибавлять кислоту следует до тех пор, пока от прибавления одной капли не произойдет изменение окраски раствора. Объем раствора кислоты, затраченный на нейтрализацию, отсчитывается по нижнему мениску с точностью до 0,05 мл.

Титрование повторите еще два раза, начиная каждый раз с нулевого деления бюретки. Из всех полученных значений (они не должны отличаться между собой более чем на 0,1 мл) найдите среднюю величину объема кислоты:

6.  Из соотношений:

рассчитайте нормальность и титр кислоты. Полученные данные занесите в табл. 8.

Таблица 8

Навеска вещества, г

Объем кислоты пошедшей на титрование, мл

Объем щёлочи взятой для титрования, мл

Сн кислоты

См кислоты

С% кислоты

Сн щёлочи

См щёлочи

С% щёлочи

Т щёлочи

1

2

3

1

2

3

7.  Составить уравнение реакции в ионной и молекулярной форме.

8.  Рассчитайте См и С % кислоты и щелочи, результаты занесите в табл. 8.

Опыт 2: Приготовление раствора заданной концентрации и определение его процентной концентрации по плотности

Между плотностью раствора и его концентрацией существует определенная взаимосвязь, поэтому, измерив плотность, например, ареометром, можно по таблицам найти концентрацию раствора.

Ареометр представляет собой стеклянный поплавок, в верхней части которого имеется шкала с делениями, указывающими плотность. Чем меньше плотность раствора, тем глубже погружается в него ареометр. Каждый ареометр предназначен для жидкостей, плотность которых лежит в определенных пределах. Поэтому при выборе ареометра необходимо хотя бы ориентировочно знать плотность данного раствора.

Порядок выполнения опыта

1.  Получить у преподавателя индивидуальное задание, например, приготовить 250 мл 4 % раствора KNO3 из концентрированного раствора и воды.

2.  Определить процентную концентрацию исследуемого раствора, для чего:

а) ознакомиться с градуировкой ареометра;

б) исследуемый раствор налить в цилиндр (250 мл) и опустить в него ареометр так, чтобы он не касался стенок и дна цилиндра. Отсчитать деление, до которого погрузился ареометр (отсчет вести по нижнему мениску), это и будет плотность раствора.

3.  Раствор из цилиндра слить обратно в склянку. По справочной таблице находят процентный состав исходного раствора, соответствующий данной величине плотности. Если в таблице нет найденной по ареометру относительной плотности, то процентную концентрацию находят интерполяцией – определением промежуточной величины по двум крайним. Например, показание ареометра для раствора KNO3 1,084 отсутствует, но есть большее значение 1,090 и меньшее – 1,076:

а) находим разность значений относительных плотностей и концентрации растворов по табличным данным: 1,090 – 1,076 = 0,014; 14 % – 12 % = 2 %;

б) находим разность между показанием ареометра и меньшей (или большей) табличной величиной: 1,084 – 1,076 = 0,008 или 1,090 – 1,084 = 0,006;

в) находим, чему соответствует данная разность в процентах:

или , или ;

г) найденное число прибавляем к меньшей табличной величине концентрации (или отнимаем от большей табличной величины):

− это концентрация исследуемого раствора.

4.  Пользуясь соотношением: , рассчитать объем (V2) 13,1 % раствора, необходимый для приготовления 250 мл. 4 % раствора:

где: V1, r1, С1 – объем, плотность (найденная по справочной таблице), концентрация 4 % раствора; r2, С2 – плотность и концентрация 13,1 % раствора.

.

Отмерить мерным цилиндром 72 мл исследуемого раствора, долить до 250 мл дистиллированной водой, тщательно перемешать содержимое цилиндра стеклянной палочкой и проверить ареометром относительную плотность полученного раствора. Сравнить ее с табличной величиной.

5.  Оформить отчет по установленной форме.

Контрольные вопросы

1.  Какие способы выражения концентраций существуют? Дайте определение каждому способу.

2.  Чем отличается молярная концентрация от моляльной?

3.  Чем отличается нормальная концентрация от молярной?

4.  Что такое эквивалент вещества и как его вычислить (эквивалент основания, эквивалент кислоты, эквивалент соли)?

5.  Напишите формулы перехода от одной концентрации к другой, которые вы применяли в данной работе.

6.  На применении какой реакции основан данный метод определения концентрации?

7.  Какова сущность применяемого метода в данной лабораторной работе?

Раздел V. Растворы электролитов

Лабораторная работа № 5

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Цель работы: определение водородного показателя среды; изучение условий протекания обменных реакций в растворах и реакций гидролиза; изучение свойств растворов малорастворимых электролитов.

Опыт 1: Определение водородного показателя среды при помощи

универсальной индикаторной бумаги.

Порядок выполнения опыта

1.  Получить у преподавателя штатив с пробирками.

2.  С помощью индикаторной бумаги определить рН растворов, находящихся в пробирках № 1−10, следующим образом:

– взять кусочки индикаторной бумаги;

– разложить кусочки бумаги на часовом стекле;

– взять пипеткой каплю исследуемого раствора и поместить ее на индикаторную бумагу.

3.  После каждого отбора пробы ополаскивать пипетку дистиллированной водой.

4.  Сравнить цвет индикаторной бумаги с цветной шкалой, определить рН раствора.

5.  Результаты определения занести в табл. 9.

Таблица 9

№ пробирки	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
рН среды

Опыт 2: Измерение водородного показателя среды раствора HCl

электрохимическим методом

Электрохимический метод определения водородного показателя среды более точен; он основан на измерении разности потенциалов двух электродов, помещенных в анализируемый раствор. Один из этих электродов – электрод сравнения – в процессе измерения имеет постоянный потенциал, а потенциал второго электрода (обычно стеклянного) зависит от величины aН+ в анализируемом растворе.

Потенциал стеклянного электрода относительно электрода сравнения измеряется рН-метром, показывающая шкала которого градуирована в единицах рН и позволяет производить непосредственный отсчет измеряемой величины. Электрохимический метод определения водородного показателя называют еще методом рН-метрии.

Порядок выполнения опыта

Из 1 н. раствора HCl приготовьте в мерной колбе 100 мл (или 50 мл) раствора меньшей концентрации (задание получите у преподавателя).

Рассчитанный объем 1 н. раствора HCl внесите в мерную колбу из бюретки. Доведите раствор до метки дистиллированной водой, закройте колбу пробкой и тщательно перемешайте.

Замерьте рН раствора с помощью рН-метра. При оформлении результатов опыта запишите:

1.  Полученное задание.

2.  Расчет объема 1 н. НСl, необходимого для приготовления раствора заданной концентрации.

3.  Измеренное значение рН приготовленного раствора HCl.

4.  Расчет значения рН раствора HCl заданной концентрации.

Опыт 3: Ионные реакции обмена

Порядок выполнения опыта

1.  Проведите следующие обменные реакции:

BaCl2 + H2SO4 ®;

AlCl3 + KOH ®;

Al(OH)3 + KOH ®;

NaCl + AgNO3 ®;

FeCl3 + K3[Fe(CN)6] ®;

FeSO4 + K4[Fe(CN)6] ®.

2.  В каждом случае опишите получившиеся результаты:

– получение или растворение осадка;

– цвет осадка, его структуру (мелкодисперсный, кристаллический и т. д.);

3.  Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

4.  Получите у преподавателя раствор одного из следующих веществ: H2SO4, BaSO4, Al2(SO4)3, FeSO4, Fe2(SO4)3, HNO3, Ba(NO3)2, Al(NO3)3, Fe(NO3)2, Fe(NO3)3, HCl, BaCl2, AlCl3, FeCl2, FeCl3.

5.  Используя предыдущие реакции, определите вещество, раствор которого вам дан. Для чего:

– отобрать пипеткой в пробирки 16−25 по 0,3−0,5 мл исследуемого раствора;

– в одну из пробирок добавить такое же количество одного из реактивов, например, BaCl2;

– в другую пробирку добавить другой реактив, например, AgNO3 и так далее;

– по образованию, или не образованию характерного осадка определите ионы, присутствующие в исследуемом растворе;

– назвать вещество, раствор которого вам дан;

– написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

Опыт 4: Определение произведения растворимости

малорастворимого электролита PbBr2

Порядок выполнения опыта

1.  В шести чистых пробирках приготовить по 2 мл. растворов KBr различных концентраций, для чего необходимо поместить в пробирки 0,5 н. раствор KBr и дистиллированную воду в следующих количествах:

Таблица 10

№ пробирки	1	2	3	4	5	6
Количество раствора KBr, мл	2	1,6	1,2	0,8	0,4	0,2
Количество Н2О, мл	0	0,4	0,8	1,2	1,6	1,8

Перед использованием пипетки не забывайте промывать ее соответствующим раствором.