Сделай Сам Свою Работу на 5

Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции





В четыре пробирки ( 1, 2, 3, 4) налить из бюретки по 4 мл раствора тиосульфата натрия, а в четыре другие ( 1а, 2а, 3а, 4а) – по 4мл раствора серной кислоты. Все пробирки поместить в стакан с водой. Через 5 мин, измерив температуру воды, слить содержимое пробирок №1 и №1а и отсчитать по секундомеру время до появления мути.

Стакан с пробирками нагреть на 100С выше первоначальной температуры и повторить опыт с пробирками №2 и 2а. Провести опыты с остальными пробирками, повышая температуру воды каждый раз еще на 10оС. Данные опытов записать в следующем виде:

 

номер пробирки Температура опыта, оС Время, сек Скорость реакции
       
       
       
       

 

Выразить графически влияние температуры на скорость реакции, откладывая на оси абсцисс значение температуры, удобный масштаб:10оС – 2 см, наибольшая скорость реакции – 6 см.

Как влияет температура на скорость реакции? Проходит ли кривая "скорость-температура" через начало координат?

Опыт 3. Химическое равновесие

Примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа (Ш) и роданидом калия. Образующийся в результате реакции раствор роданистого железа Fe(CNS)3 обладает красным цветом, интенсивность которого зависит от концентрации. Смещение равновесия легко наблюдать по изменению интенсивности окраски раствора.



В стаканчик налить 20 мл воды и добавить по 1-2 капли насыщенных растворов FeCI3 и KCNS. Окрашенный в красный цвет раствор разлить поровну в 4 пробирки. Составить уравнение обратимой реакции и выражение константы равновесия.

В одну пробирку добавить 2-3 капли насыщенного раствора FeCI3. Что наблюдается? Дать объяснения, исходя из уравнения константы равновесия.

В другую пробирку прилить 2-3 капли насыщенного раствора KCNS. Дать объяснения наблюдаемому изменению. Чем объясняется, что изменение концентрации KCNS вызывает более эффективное равновесие, чем изменение концентрации FeCI3?

В третью пробирку немного добавить твердого хлористого калия, сильно взболтать. Сравнить цвета растворов в 3 и 4 пробирках. Дать объяснения. Как надо изменить концентрацию веществ, чтобы сместить равновесие вправо или влево?



( 4 пробирку оставить для опыта 4).

Опыт 4. Влияние катализаторов на скорость реакции

а) Гетерогенный катализ. В три пробирки налить по 1 мл раствора перекиси водорода и прибавить одновременно: в одну – щепотку двуокиси марганца, в другую – такое же количество окиси железа, в третью – двуокиси кремния. Наблюдать разложение перекиси водорода с выделением кислорода ( проба тлеющей лучиной). Одинаково ли быстро протекает процесс? Напишите уравнения реакций.

б) Гомогенный катализ. Раствор роданида железа, оставшийся после опыта 3, разбавить двойным объемом воды и разлить поровну в три пробирки. Отмерить цилиндром 5 мл раствора тиосульфата натрия, влить в первую пробирку, включив в момент вливания секундомер. Отметить время от момента вливания до обесцвечивания раствора. Реакция протекает согласно уравнению

2Fe(CNS)3 + 2Na2S2O3 = 2Fe(CNS)2 + 2 NaCNS + Na2S4O6.

Все вещества, образующиеся в результате реакции, бесцветны.

Во вторую пробирку добавить 5 капель раствора сульфата меди и влить 5 мл раствора тиосульфата натрия. Определить по секундомеру время от момента сливания растворов до обесцвечивания. Какую роль играют ионы Сu2+?

В третью пробирку влить 15 капель сульфата меди и проделать аналогичный опыт. Как влияет количество катализаторов на скорость катализируемой гомогенной реакции?

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1 Что называется скоростью химической реакции? В каких единицах она измеряется?

2 В чем различие реакций, происходящих в гомогенных системах и гетерогенных системах?



3 Почему при повышении концентрации реагирующих веществ и температуры скорость реакции увеличивается?

4 Какое состояние реакционной химической системы называется химическим равновесием? Почему химическое равновесие называют подвижным (динамическим)?

5 Какие методы ускорения течения реакций существуют? Что называется катализом?

6 Какова роль катализатора в химической реакции? Влияет ли катализатор на состояние химического равновесия?

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Обменная реакция веществ с водой, при которой происходит изменение концентрации водородных ионов, т.е. рН раствора, называется гидролизом. Взаимодействие с водой протекает часто ступенчато, с различной глубиной, с образованием комплексов в зависимости от условий и природы реагирующих веществ. Гидролизу подвергаются разные вещества: соли, галогенангидриды, карбиды, углеводы, белки, жиры и т.д. Осахаривание крахмала, гидролиз древесины, получение мыла и другие важные производства основаны на гидролизе.

Весьма важное значение имеет гидролиз солей. Он протекает только в тех случаях, когда из ионов соли и ионов воды может образовываться хотя бы одно слабодиссоциирующее или очень мало растворимое вещество. Образование такого вещества сопровождается связыванием одного из ионов воды, смещением равновесия диссоциации воды и изменением рН раствора.

В зависимости от характера солей различают три основных вида их гидролиза:

1) гидролиз солей; образованных слабым основание и сильной кислотой: NH4, CuCI2, AI2(SO4)3, SnCI2 и др. гидролиз таких солей идет по катиону (рН<7):

NH4NO3 + H2O NH4OH + HNO3

NH4+ + NO3- + H-OH NH4OH + H+ + NO3-

NH4+ + H-OH NH4OH + H+

Если катион многозарядный, то в результате гидролиза образуется чаще всего не слабое основание, а основная соль. Гидролиз идет ступенчато:

AICI3 + H-OH AIOHCI2 + HCI

AI3+ + H-OH AIOH2+ + H+ (I ступень)

AIOH2+ + H-OH AI(OH)2+ + H+ (II ступень)

AI(OH)2+ + H2O AI(OH)3 + H+ (III ступень)

В растворе накапливаются ионы H+ , которые препятствуют прохождению гидролиза по II и тем более по III ступени;

2) гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием: Na2CO3, KCN, Na2SO3, KNO2 и др. (рН>7):

KCN + H-OH HCN + KOH

K+ + CN- + H-OH HCN + K+ + OH-

CN- + H-OH HCN + OH-

Соли, образованные сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролизуется ступенчато с образованием кислых солей.

Na2CO3 + H-OH NaHCO3 + NaOH

CO32- + H-OH HCO3- + OH- ( I ступень)

HCO3- + H-OH H2CO3 + OH- (II ступень)

Гидролиз идет, в основном, только по I ступени, т.к. появившиеся гидроксид-ионы препятствуют прохождению гидролиза по II ступени, т.е. смещают равновесие второй реакции влево;

3) гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Соли этого типа легче других подвергается гидролизу, т.к. одновременно связываются ионы Н+ и ОН-. В зависимости от зарядности катиона и аниона при гидролизе таких солей могут образовываться слабое основание и слабая кислота, слабая кислота и основная соль, слабое основание и кислая соль.

(NH4)2S + H2O NH4OH + NH4HS

2NH4+ + S2- + H-OH NH4OH + NH4+ + HS-

При гидролизе солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, рН раствора может быть равен 7, если образуется кислота и основание одинаковые по силе.

Некоторые из солей, образованные очень слабым основанием и очень сильной кислотой, подвергаются необратимому гидролизу. Например, полному гидролизу подвергаются сульфиды и карбонаты трехзарядных катионов (AI3+, Fe3+, Cr3+).

Поскольку гидролиз принадлежит к числу обратимых процессов, то положение его равновесия может быть смещено в ту или иную сторону изменением концентрации веществ, участвующих в реакции, а также температуры раствора. Так, разбавляя раствор, т.е. увеличивая в нем относительную концентрацию воды, на основании принципа Ле Шателье можно увеличить степень гидролиза. Наоборот, приливая кислоту в растворы, имеющие кислую реакцию, или щелочь в растворы с щелочной реакцией, можно получить степень гидролиза. С повышением температуры раствора степень гидролиза соли увеличивается.

Таким образом, для того, чтобы соли не повергались гидролизу, их необходимо хранить при более низкой температуре и в более высокой концентрации.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.