Добавил:

Gamer_Ignatev ists1808@gmail.com Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Новгородский Государственный Университет им. Ярослава Мудрого

Предмет:

Химия

Файл:

Химия сборник лабораторных работ

Скачиваний:

Добавлен:

12.12.2023

Размер:

1.23 Mб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 12 / 92 3 4 5 6 7 8 9 > Следующая >>>

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Используя величину плотности раствора и известные массовую долю и объем раствора, вычислите молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, титр раствора, моляльность, а также мольную долю соли в растворе. Полученные результаты занесите в таблицу 1.2.

____________________________________________________________________

Таблица 1.2

Экспериментальные результаты опыта

	Раствор				Концентрации
Масса	Масса	ρпракт.,	ω,	С,	С1/z,	Т,	Сm,	Nсоли
соли, г	воды, г	г/см3	%	моль/дм3	моль/дм3	г/см3	моль/кг

В выводе укажите возможные причины погрешностей, которые могут быть при данном способе приготовления растворов

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Опыт №2. Приготовление разбавленного раствора определенной молярной концентрации из концентрированного раствора

Получив у преподавателя задание на выполнение опыта рассчитайте объем концентрированного раствора щелочи (ω(_____) = ___%, ρ(_____) = _____ г/см3), необходимый для приготовления 100 см3 разбавленного раствора заданной молярной концентрации (С(_____) = ____ моль/дм3), по следующему алгоритму:

1)рассчитайте количество вещества щелочи, необходимое для приготовления заданного раствора

____________________________________________________________________

2)рассчитайте массу щелочи, соответствующую этому количеству

____________________________________________________________________

3)используя массовую долю щелочи в концентрированном растворе, найдите массу концентрированного раствора щелочи

____________________________________________________________________

4)рассчитайте объем концентрированного раствора щелочи

____________________________________________________________________

Необходимый объем концентрированного раствора щелочи отберите мерной пипеткой на 2 см3 с помощью резиновой груши и перенесите в мерную колбу на 100 см3, затем доведите раствор до метки дистиллированной водой. Колбу закройте резиновой пробкой и перемешайте полученный раствор.

С помощью мерной пипетки на 10 см3 отберите аликвоту в коническую колбу для титрования и добавьте несколько капель индикатора – фенолфталеина.

Аликвоту титруют раствором HCl из бюретки. Для этого бюретку заполняют 0,1Н раствором HCl до нулевой отметки перед каждым титрованием. Объем титранта пошедший на титрование заносят в таблицу 1.3. Титрование повторяют 2-3 раза.

По результатам титрований рассчитайте средний объем титранта, пошедший на титрование

____________________________________________________________________

Используя закон эквивалентов рассчитайте концентрацию приготовленного разбавленного раствора щелочи

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Рассчитайте абсолютную и относительную погрешность эксперимента: абсолютная погрешность

____________________________________________________________________

относительная погрешность

____________________________________________________________________

Все полученные данные занесите в таблицу 1.3.

Таблица 1.3

Экспериментальные результаты опыта

Vаликвоты,	V(HCl) пошедший на					С(HCl),	С(NaOH),	,	δ,
		титрование, см3
см3						моль/дм3	моль/дм3	моль/дм3	%
	V1		V2	V3	Vср

____________________________________________________________________

Работа выполнена _________		_______________
	дата	подпись преподавателя
Баллы за лабораторную работу
оформление отчета	_____	_______________
	балл	подпись преподавателя
защита работы	_____	_______________
	балл	подпись преподавателя

ФИО студента _____________________________________ группа __________

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Химические реакции очень сильно отличаются по скорости протекания. Например, взаимодействие водорода с хлором на свету происходит мгновенно, а коррозия металлов длится годами. Скорость и механизм химических реакций изучает химическая кинетика.

В химической кинетике реакции подразделяются на простые и сложные. Простые реакции протекают без образования промежуточных соединений (в одну стадию), а сложные – с образованием промежуточных продуктов (в несколько стадий). Каждая стадия сложной реакции может рассматриваться как простая реакция. Среди последовательных стадий сложной реакции всегда имеется одна стадия, которая ограничивает скорость протекания всей реакции в целом. Она называется лимитирующей стадией сложной химической реакции.

Скорость реакции зависит от концентрации взаимодействующих веществ, эта зависимость устанавливается законом действующих масс для скорости реакций. Согласно этому закону, для реакции, протекающей по уравнению:

aA + bB = Продукты скорость реакции определяется выражением:

ν= k·CAn·CBm

вкотором k – константа скорости реакции; СA, и СB – молярные концентрации

реагентов; показатели степени n и m называются частными кинетическими порядками реакции по веществам А и В, соответственно.

Сумма частных порядков реакции n + m = p представляет собой общий кинетический порядок реакции. Существуют реакции нулевого (p = 0), первого (р = 1), второго (р = 2) и третьего порядка (р = 3).

Для простых реакций частные порядки совпадают с коэффициентами перед реагентами в химическом уравнении реакции, а общий порядок равен сумме коэффициентов в левой части уравнения реакции.

Для сложной реакции общий кинетический порядок не совпадает с коэффициентами перед реагентами, но совпадает с порядком её лимитирующей стадии. Иногда порядок сложной реакции выражается не целым, а дробным числом.

Кинетический порядок реакции определяют экспериментально обычно графическим методом. В реакциях нулевого порядка скорость реакции остается постоянной. График экспериментальных данных для такой реакции в координатах ν = f(С) представляет прямую линию, параллельную оси абсцисс (рис. 2.1.а). В реакциях первого порядка скорость реакции увеличивается пропорционально концентрации (рис. 2.1.б). В реакциях, порядок которых больше единицы, между ν и С наблюдается экспоненциальная зависимость

(рис. 2.1.в).

ФИО студента _____________________________________ группа __________

а – нулевой порядок реакции; б – первый порядок реакции; в – второй порядок реакции

Рис. 2.1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ Для того чтобы участвовать в реакции, молекулам необходима избыточная энергия по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре. Эта избыточная энергия называется энергией активации реакции. Константа

скорости реакции и энергия активации связаны уравнением Аррениуса:

= − ⁄

Энергия активации Еа и предэкспоненциальный множитель А являются постоянными величинами, характеризующими данную реакцию; в отличие от константы скорости реакции k, они не зависят от температуры.

Энергию активации можно найти, если измерить константу скорости реакции при двух температурах Т1 и Т2. При вычислении энергии активации потребуются не абсолютные значения константы скорости, а их отношение (k2:k1). Это то же самое, что отношение скоростей реакции при двух температурах (ν2:ν1) или отношение времени протекания реакции при Т1 к её

времени при Т2 (τ1:τ2), так как все эти отношения равны между собой.

2 = 2 = 11 1 2

Формулу для вычисления энергии активации химической реакции можно получить, если записать уравнение Аррениуса для двух разных температур Т1 и Т2:

1 = − ⁄ 12 = − ⁄ 2

Разделив второе уравнение на первое, и прологарифмировав полученное выражение получим уравнение для расчета энергии активации химической реакции:

=	1 2		ln	2

	2	− 1		1

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Опыт №1. Определение порядка реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой

Исследуется реакция между тиосульфатом натрия и серной кислотой, которая описывается уравнением:

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

Один из продуктов реакции (сера) по ходу реакции образуется в виде очень мелких, невидимых вначале, коллоидных частиц, взвешенных в воде. Когда количество серы возрастает, её частицы начинают соединяться между собой (коагулировать) и становятся заметными благодаря тому, что рассеивают свет.

Рассеяние света коллоидными частицами серы наблюдается в виде голубоватого окрашивания раствора, напоминающего слабое свечение. Это явление называется опалесценцией. При проведении эксперимента необходимо измерять промежуток времени между двумя моментами: моментом начала реакции и моментом, когда становится видимой опалесценция.

Этот промежуток принимается за время протекания реакции τ. Величина, обратная τ, пропорциональна скорости реакции ν.

1.1 Определение частного кинетического порядка по тиосульфату натрия

Первая часть опыта выполняется при различных концентрациях тиосульфата натрия, в то время как концентрация серной кислоты берется одинаковой для всех измерений в этой серии. В этом опыте выявляется зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия.

Для получения зависимости υ = f[C(Na2S2O3)] изменяют концентрацию исходного раствора тиосульфата натрия, разбавляя его дистиллированной водой. В первую пробирку наливают 3 см3 Na2S2O3 концентрации 0,2н., во вторую пробирку 2,5 см3 исходного раствора Na2S2O3 и 0,5 см3 дистиллированной воды,

втретью пробирку – 2 см3 исходного раствора Na2S2O3 и 1 см3 дистиллированной воды, в четвертую пробирку – по 1,5 см3 исходного раствора Na2S2O3 и дистиллированной воды, в пятую пробирку – 1 см3 Na2S2O3 и 2 см3 дистиллированной воды. Затем в каждую пробирку приливают 5 см3 раствора

H2SO4 с концентрацией 1,0н. После сливания растворов пробирки быстро закрывают пробкой и энергично встряхивают. Измеряют время протекания реакции Δτ (от момента сливания растворов до появления опалесценции, свидетельствующей о начале образования суспензии серы). Требуемые объёмы растворов отмеряют при помощи бюреток. Полученные результаты записывают

втаблицу 2.1.

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Таблица 2.1 Зависимость относительной скорости реакции от концентрации Na2S2O3

№		Объем, см3			Общий	С(Na2S2O3),			Δτ,	ν = 1/Δτ,
№	Н2SO4		Na2S2O3	Н2О	объем, см3	моль/дм3			с	с-1
	Н2SO4		Na2S2O3	Н2О	объем, см3	моль/дм3			с	с-1
1	5		3,0	0,0	8,0
2	5		2,5	0,5	8,0
3	5		2,0	1,0	8,0
4	5		1,5	1,5	8,0
5	5		1,0	2,0	8,0
	Концентрацию тиосульфата натрия в растворе вычисляют следующим
образом:
				СН =	СН исх. V(Na2S2O3 )		,
				СН =	Vобщ.		,
					Vобщ.
где:	СНисх.		– концентрация		исходного	раствора		тиосульфата		натрия;

V(Na2S2O3) – объем раствора тиосульфата натрия; Vобщ. – общий объем после сливания растворов.

____________________________________________________________________

Кроме времени протекания реакции Δτ, записывают в таблицу значения относительной скорости реакции – ν = 1/Δτ.

____________________________________________________________________

По результатам этой серии опытов строят график зависимости 1/Δτ=f[C(Na2S2O3)] по виду которого устанавливают частный кинетический порядок реакции по тиосульфату натрия.

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

1/Δτ

C(Na2S2O3)

1.2 Определение частного кинетического порядка по серной кислоте

Во второй части опыта переменной величиной является концентрация серной кислоты, в то время как концентрация тиосульфата натрия поддерживается постоянной. В этом опыте определяется скорость реакции в зависимости от концентрации серной кислоты.

Для получения зависимости υ = f[C(H2SO4)] изменяют концентрацию исходного раствора серной кислоты, разбавляя его дистиллированной водой. В первую пробирку наливают 3 см3 H2SO4 концентрации 0,2н., во вторую пробирку 2 см3 исходного раствора H2SO4 и 1,0 см3 дистиллированной воды, в третью пробирку – 1 см3 исходного раствора H2SO4 и 2 см3 дистиллированной воды. Затем в каждую пробирку приливают 5 см3 раствора Na2S2O3 с концентрацией 1,0н. После сливания растворов пробирки быстро закрывают пробкой и энергично встряхивают. Измеряют время протекания реакции Δτ (от момента сливания растворов до появления опалесценции, свидетельствующей о начале образования суспензии серы). Требуемые объёмы растворов отмеряют при помощи бюреток. Полученные результаты записывают в таблицу 2.2.

Таблица 2.2 Зависимость относительной скорости реакции от концентрации Н2SO4

№	Объем, см3			Общий	С(Н2SO4),	Δτ,	ν = 1/Δτ,
№	Na2S2O3	Н2SO4	Н2О	объем, см3	моль/дм3	с	с-1
	Na2S2O3	Н2SO4	Н2О	объем, см3	моль/дм3	с	с-1
1	5	3,0	0,0	8,0
2	5	2,0	1,0	8,0
3	5	1,0	2,0	8,0
				18

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Концентрацию серной кислоты в растворе вычисляют аналогично концентрации тиосульфата натрия в растворе.

____________________________________________________________________

Кроме времени протекания реакции Δτ, записывают в таблицу значения относительной скорости реакции – ν = 1/Δτ.

____________________________________________________________________

По результатам этой серии опытов строят график зависимости 1/Δτ=f[C(Н2SO4)] по виду которого устанавливают частный кинетический порядок реакции по серной кислоте.

____________________________________________________________________

1/Δτ

C(Na2S2O3)

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Зная оба частных порядка, вычисляют общий кинетический порядок исследуемой реакции.

____________________________________________________________________

Ввыводе записывают кинетическое уравнение реакции тиосульфата натрия с серной кислотой.

____________________________________________________________________

Опыт №2. Зависимость скорости реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой от температуры

Втретьем опыте определяется энергия активации реакции между

тиосульфатом натрия и серной кислотой. Для этого время её протекания измеряется при трёх разных температурах, но при одинаковых концентрациях реагентов, равных 0,2н. Изменяют температуру, при которой проводят опыты. Делают это следующим образом. В две пробирки наливают по 3 см3 растворов: в одну – Na2S2O3, в другую – H2SO4. Пробирки погружают в стакан с горячей водой. Выдерживают их в горячей воде 3-5 минут. Считают, что температура растворов равна температуре горячей воды в стакане. После выдержки в горячей воде растворы сливают, быстро закрывают пробирку пробкой и энергично встряхивают до появления опалесценции. Измеряют время протекания реакции.

Температуру горячей воды изменяют с интервалом 10°С. Первый результат получают при комнатной температуре, второй результат получают при температуре на 10°С выше комнатной температуры, третий – при температуре на 20°С выше комнатной. Полученные результаты заносят в таблицу 2.2.

Таблица 2.2 Зависимость относительной скорости реакции от температуры

№	t,	Δτ,		ν = 1/Δτ,	γ	γср	Еа,	Еа ср,
№	°С	c		с-1	γ	γср	кДж/моль	кДж/моль
	°С	c		с-1			кДж/моль	кДж/моль
1					-	-	-	-
2
3
	По полученным		данным рассчитывают			температурный		коэффициент

скорости реакции ( +1) = ∆⁄10

( )

____________________________________________________________________

<<< < Предыдущая 12 / 92 3 4 5 6 7 8 9 > Следующая >>>