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 1 23 / 93 4 5 6 7 8 9 > Следующая >>>

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Пользуясь значениями температурного коэффициента скорости реакции,

вычисляют значения энергии активации исследуемой реакции по уравнению

= 1 2 ln2−1

и определяют среднее значение энергии активации

____________________________________________________________________

По результатам этой серии опытов строят график зависимости 1/Δτ=f(Т)

1/Δτ

Т, °С

В выводе отмечают характер полученной зависимости, сравнивают среднее значение температурного коэффициента с γ=2÷4. Температурному коэффициенту γ=2÷4 соответствуют значения энергии активации 50÷100 кДж/моль. Сравнивают полученное значение энергии активации с данной величиной.

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Опыт №3. Влияние катализатора на скорость химической реакции

Влияние катализатора на скорость реакции, рассматривают на примере процесса взаимодействия раствора роданида железа (III) с раствором тиосульфата натрия. Раствор роданида железа (III) имеет характерное кровавокрасное окрашивание. При восстановлении железа (III) до железа (II) тиосульфатом натрия наблюдается обесцвечивание раствора.

Вдве пробирки вносят по 1 см3 0,1 н. растворов роданида калия и хлорида

железа (III). В результате реакции ионного обмена образуется Fe(SCN)3. Уравнение реакции записывают в молекулярной и ионно-молекулярной форме.

____________________________________________________________________

Водну из пробирок добавляют несколько капель 0,5н. раствора сульфата меди (II). В обе пробирки одновременно вносят по 1 см3 0,2 н. раствора тиосульфата натрия. Наблюдают различную скорость обесцвечивания растворов

врезультате протекания окислительно-восстановительной реакции:

2Fe(SCN)3 + 2Na2S2O3 → 2Fe(SCN)2 + Na2S4O6 + 2NaSCN.

Делают вывод о роли СuSO4 в данной реакции.

____________________________________________________________________

Опыт №4. Смещение химического равновесия

Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ исследуется на примере реакции взаимодействия хлорида железа(III) с роданидом калия:

FeCl3 + 3KSCN ↔ Fe(SCN)3 + 3KCl

В пробирку вносят по 2 см3 разбавленных (0,01н.) растворов FeCl3 и KSCN. Разливают полученный раствор с характерной окраской, которую ему придает Fe(SCN)3 в четыре пробирки (по 1 см3 в каждую). Одна пробирка (первая) будет контрольной, её используют только для сравнения. Во вторую пробирку добавляют несколько капель 0,5н. раствора FeCl3, в третью несколько капель насыщенного раствора KSCN, в четвёртую насыщенный раствор КСl. Наблюдают за изменением интенсивности окраски растворов в трёх пробирках.

В выводе объясняют наблюдаемые явления, пользуясь выражением константы равновесия данной реакции и принципом Ле-Шателье.

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

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

ФИО студента _____________________________________ группа __________

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3 ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ, ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ,

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Водородный показатель (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах.

Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр:

pH lgCH

В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией воды по уравнению

H2O H OH

Константа диссоциации при 25° С составляет

K	CH COH		1.8 10 16
	CH	O

	2

Пренебрегая незначительной долей распавшихся молекул, можно концентрацию недиссоциированной части воды принять равной обшей концентрации воды, которая составляет: СH2O = 1000/18 = 55,55 моль/дм3. Тогда:

CH COH K CH2O 1.8 10 16 55.55 1 10 14 Кв

Для воды и ее растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды Кw и при 25°С составляет 1·10-14.

Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов H+ если известна концентрация ионов ОН и наоборот:

[H ] C	KH 2O	;[OH ] C	KH 2O
	[OH ]		[H ] .
H		OH

Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл.

В случае, если [H+]=[OH-], эти концентрации равны 1·10-7 моль/дм3 и среда нейтральная, в этих растворах pH=-lg[H+]=7 и рОН=-lg[OH-]=7.

Если [H+]>10 7 моль/дм3, [OH-]<10 7 моль/дм3 – среда кислая; рН<7. Если [H+]<10 7 моль/дм3, [OH-]>10 7 моль/дм3 – среда щелочная; рН>7. В любом водном растворе рН+рОН=14.

Для вычисления рН растворов кислот и оснований следует предварительно вычислить молярную концентрацию свободных ионов водорода [H+] или свободных гидроксил ионов [OH-], а затем воспользоваться формулами:

pH=-lg[H+]; рОН=-lg[OH-]; рН + рОН =14

Концентрация любого иона в моль/дм3 в растворе сильного электролита можно вычислить по уравнению:

[иона] = α·n·C(электролита),

ФИО студента _____________________________________ группа __________

где [иона] – молярная концентрация ионов водорода или гидроксил ионов в растворе, моль/дм3; С(электролита) – молярная концентрация электролита в моль/дм3; α – степень диссоциации электролита; n – количество ионов данного вида, которое получается при распаде одной молекулы электролита.

Если электролит слабый, то значение степени диссоциации может быть определено на основании закона разбавления Оствальда:

= √ дис⁄

[иона] = √ дис

Реакция водного раствора зависит не только от наличия в нем кислот или оснований, но также и от присутствия некоторых солей. Многие соли, растворяясь в воде, способны смещать реакцию среды в ту или иную сторону. При этом происходит химическое взаимодействие между ионами соли и молекулами воды, сопровождающееся образованием слабых кислот или слабых оснований, или малодиссоциируемых ионов. Эта реакция получила название гидролиза солей.

Гидролиз соли – это обратимый, обменный процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза изменяется кислотность среды. Рассмотрим наиболее типичные случаи гидролиза солей.

1. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону)

NH4Cl → NH4+ + Cl-

NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+

NH4Cl + HOH ↔ NH4OH + HCl

Врастворе накапливаются ионы H+, в результате чего реакция смещается

вкислую сторону, рН в растворах солей подобного типа меньше 7.

2.Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону)

CH3COONa → CH3COO- + Na+ CH3COO- + HOH ↔ CH3COOH + OH-

CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH

В данном случае гидролиз ведет к увеличению концентраций ионов OH- в растворе, среда щелочная, рН>7.

3.Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону).

CH3COONH4 → CH3COO- + NH4+

CH3COO- + NH4+ + HOH ↔ CH3COOH + NH4OH CH3COONH4 + HOH ↔ CH3COOH + NH4OH

В результате гидролиза ацетата аммония происходит образование двух слабых электролитов, раствор оказывается близким к нейтральному, рН~7.

ФИО студента _____________________________________ группа __________

4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой Соли подобного типа гидролизу не подвергаются. Их ионы не образуют с

ионами H+ и OH- воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН равен 7.

Расчет рН солей рассмотрим на примере ацетата натрия.

CH3COONa HOH CH3COOH NaOH

CH3COO HOH CH3COOH OH

Константа равновесия этой реакции

[ 3 ] [ −]равн = [ 3 −] [ 2 ]

так как концентрация воды практически остается постоянной, ее можно объединить с константой равновесия:

	[ ] [ −]
г = равн [ 2 ] =	3
г = равн [ 2 ] =	[ −]
	3

где: Кг – константа гидролиза.

Выразим концентрацию гидроксил ионов через ионное произведение воды и подставим в уравнение для расчета константы гидролиза соли:

	[ −] =

			[ +]
			[ +]
	[	]
=	3			=
=	[	−] [ +]		=
г	[	−] [ +]
	3				дис

где: Кдис – константа диссоциации слабой кислоты.

В общем случае, если исходную концентрацию аниона слабой кислоты А- обозначить через С моль/дм3, то C·h моль/дм3 – это концентрация той части аниона А-, которая подверглась гидролизу и образовала C·h моль/дм3 слабой кислоты HA и C·h моль/дм3 гидроксильных ионов:

А- + НОН ↔ НА + ОН-

(1-h)·C C·h C·h

где: h – степень гидролиза, т.е доля молекул соли, подвергающихся гидролизу. Константа гидролиза соли:

=	[ ][−]		=		=	2 2	=	2
	−
г		]		(1−)		(1−)		1−
	[

При малом значении h Kг = С·h2, откуда:

= √ г

[OH-] = C·h pOH = -lg[OH-] pH = 14 – pOH

Аналогично соотношение можно получить и при рассмотрении гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты:

NH4Cl + HOH ↔ NH4OH + HCl

NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H

						[ +] = ;	= −lg[+]
=		;	= √	г	;

г	дис

						26

C(акцептор)/С(донор)

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Буферным является раствор, содержащий протолитическую равновесную систему, способную поддерживать практически постоянное значение рН при разбавлении или при добавлении небольшого количества кислоты или щелочи.

Согласно протолитической теории кислот и оснований любая частица способная отдавать ион водорода (донор протона) называется кислотой, а любая частица способная принимать ион водорода (акцептор протона) называется основанием. Две частицы отличающиеся друг от друга на один ион водорода называются сопряженной протолитической парой. Например, HCOOH сопряженная кислота и HCOO- сопряженное основание муравьиной кислоты.

Протолитическая буферная система состоит из слабой кислоты и избытка, сопряженного с ней основания; слабого основания и избытка сопряженной с ней кислоты; двух анионов одной кислоты, отличающихся на Н+ или водный раствор амфолита, например, аминокислоты.

Примером буферной системы служит смесь растворов уксусной кислоты CH3COOH и её натриевой соли CH3COONa (ацетатный буфер). Эта соль как сильный электролит диссоциирует практически нацело, т.е. в растворе образуется много ионов CH3COO-. Диссоциация уксусной кислоты в этом растворе практически отсутствует из-за наличия одноименного иона.

Поскольку концентрация ацетат-иона, акцептора протона, определяется концентрацией соли, то в соответствии с уравнением Гендерсона-Хассельбаха рН кислотной буферной системы зависит от показателя константы диссоциации слабой кислоты рКа (табличное значение) и отношения концентраций акцептора протонов (соли) и донора протонов (кислоты) в растворе:

рН = рКа + lg C(соли)/С(сопр.кислоты);

или для любых буферных растворов:

рН = рКа + lg

Рассмотрим механизм буферного действия на примере ацетатного буфера. При добавлении к буферной системе сильной кислоты, дающей много ионов Н+, эти ионы связываются ионами CH3COO- и образуют слабую (то есть мало диссоциирующую) уксусную кислоту. Наоборот, при подщелачивании буферной системы, то есть при добавлении сильного основания (например, NaOH), ионы OH-, взаимодействуя с уксусной кислотой, образуют очень слабый электролит – молекулу воды. Таким образом, в обоих случаях идет связывание добавляемых ионов Н+ или OH-в слабые электролиты, т.е. рН буферного раствора практически не меняется.

Установлено, что достаточное буферное действие наблюдается, если концентрация одного из компонентов превышает концентрацию другого не более чем в 10 раз:

0.1 < [акцептор протона] < 10 [донор протона]

т.е. рН = рКа ± 1.

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Опыт №1. Определение рН кислот, оснований и солей

Определите окраску индикаторов в растворах, указанных пяти электролитов. Для этого налейте в пробирки по 1 см3 растворов и добавьте в каждую пробирку 1-2 капли фенолфталеина. Опыт повторите с использованием индикатора метилового оранжевого. Результаты наблюдений запишите в таблицу 3.1, используя данные таблицы 3.2.

Напишите уравнения электролитической диссоциации слабых и сильных электролитов. Для солей напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза, укажите кислотность среды.

____________________________________________________________________

Для приближенного определения рН раствора пользуются универсальной индикаторной бумагой, или универсальными индикаторами, представляющими собой смесь нескольких индикаторов с различными областями перехода. По прилагаемой к универсальной индикаторной бумаге цветной шкале устанавливают, при каких значениях рН индикаторная бумага окрашивается в тот или иной цвет.

Стеклянной палочкой (или пипеткой) нанесите 2-3 капли исследуемого раствора на универсальную индикаторную бумагу, сравните окраску еще сырого пятна с цветной шкалой. Результаты наблюдений внесите в таблицу 3.1.

Для четырех растворов электролитов с указанными концентрациями рассчитать величину рН. Для этого необходимо:

1. Пересчитать данную для электролита концентрацию в молярную концентрацию.

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

2.Исходя из силы электролита выбрать формулу для расчета молярной концентрации иона, определяющего кислотность, определить его концентрацию (константы диссоциации слабых электролитов приведены в таблице 3.3) и рассчитать значение рН.

____________________________________________________________________

3.По значению рН раствора с неизвестной концентрацией, представленного в таблице 3.4, вычислить его молярную концентрацию.

____________________________________________________________________

4.Все полученные данные занести в таблицу 3.1.

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Таблица 3.1

Экспериментальные результаты опыта

Концентрация

Фенолфталеин

Метиловый

Универсальный

рН раствора с

Расчетное

Формула

электролита

оранжевый

индикатор

Кдис слабого

неизвестной

значение

электролита

С,

электролита

Данная

окраска

рН

окраска

рН

окраска

рН

концентрацией

рН

моль/дм3

Таблица 3.2

Зависимость между величиной pH и окраской различных индикаторов

pH	<3.1		3.1-4.4	>4.4
Метиловый	Красный		Оранжевый	Желтый
оранжевый	Красный		Оранжевый	Желтый
оранжевый

pH	<8.2		8.2-10.0	>10.0
Фенолфталеин	Бесцветный		Розовый	Малиновый

		30

<<< < Предыдущая 1 23 / 93 4 5 6 7 8 9 > Следующая >>>