WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     | 1 || 3 | 4 |   ...   | 6 |

ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость химической реакции в гомогенной системе В одну пробирку налить 10 мл 2%-х раствора тиосульфата натрия, в другую – 10 мл 4%-ного раствора серной кислоты. Слить содержимое пробирок вместе и отметить, через сколько секунд раствор помутнеет. Отметить комнатную температуру, при которой протекала данная реакция.

Повторить опыт дважды с теми же количествами реагентов, предварительно нагрев их в стакане с водой до температуры на 10 и 20 градусов выше комнатной.

За температурой следить по термометру, опущенному в пробирку с раствором Na2S2O3.

Результаты занести в таблицу 2.

Таблица 2.

№ пробирки Температура Время течения Скорость v = 1/t, опыта, 0С реакции, с c-Рассчитайте коэффициент Вант-Гоффа. Сделайте вывод.

ОПЫТ 3. Влияние поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе Смешайте в сухой ступке небольшое количество солей Pb(NO3)2 и KJ.

Отметьте цвет смеси. Затем тщательно измельчите пестиком смесь. Что при этом происходит Затем в измельченную смесь солей добавьте несколько капель дистиллированной воды. В какой цвет окрасился полученный раствор За счет чего это происходит Напишите соответствующие реакции. Сделайте вывод о влиянии степени дисперсности частиц на скорость гетерогенной реакции.

ОПЫТ 4. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие В небольшом стакане смешать по 5 мл 0,001н раствора хлорида железа (III) и роданида калия. Объяснить, чем вызвано окрашивание раствора. Написать уравнение этой обратимой реакции.

Полученный раствор разлить поровну в четыре пробирки. В первую пробирку прилить немного концентрированного раствора FeCl3, во вторую – концентрированного раствора KCNS, в третью добавить несколько кристалликов KCl, а четвертую оставить для сравнения. Сравнить цвет растворов в пробирках.

Объяснить, в каком направлении смещается равновесие при добавлении каждого из перечисленных веществ.

ОПЫТ 5. Влияние температуры на химическое равновесие В водном растворе аммиака имеет место равновесие:

1) NH3 + H2O NH3H2O + Q 2) NH3H2O NH4+ + OH-.

При повышении температуры равновесие первой реакции смещается влево.

В коническую колбочку объемом 100 мл налить 30 - 40 мл дистиллированной воды, добавить несколько капель концентрированного раствора аммиака и 2 - 3 капли фенолфталеина. Чем объясняется появление малиновой окраски Нагреть раствор небольшим пламенем горелки. Почему окраска исчезает, а при охлаждении колбочки водой из-под крана она появляется вновь 4. РАСТВОРЫ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ИОНИЗАЦИЯ РАБОТА ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ Растворы – это многокомпонентные гомогенные системы переменного состава, находящиеся в состоянии термодинамического равновесия. Они состоят из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия (сольватов или, в случае водных растворов, - гидратов). Взаимодействие растворителя и растворенного вещества сопровождается тепловым эффектом, изменением объема, цвета и т.д.

Обычно растворителем считают компонент, который в данных условиях находится в том же агрегатном состоянии что и образующийся раствор. Если компоненты, образующие раствор, не меняют агрегатного состояния, то растворителем обычно считают тот компонент, который преобладает в растворе.

ОПЫТ 1. Изменение объема при растворении а) взвесьте на технохимических весах 8 граммов сахара (d = 1,59 г/см ).

Рассчитайте, какой объем займет данная масса сахара. Налейте в мерную бюретку на 50 мл 25 мл воды. Внесите навеску сахара в бюретку и перемешайте до полного растворения сахара. Что наблюдаете б) проследите за изменением объема при растворении спирта в воде. Для этого в узкую пробирку налейте воды (до 1/3) и осторожно добавьте равный объем спирта. Отметьте резиновым кольцом положение верхнего уровня жидкости. Закройте пробирку пробкой и хорошо перемешайте. Подождите пока раствор охладится, и отметьте уровень раствора. Объясните происходящие явления.

ОПЫТ 2. Состояние вещества в растворах. Образование сольватов, гидратов Нагрейте в сухой пробирке 1 - 2 кристаллика йода. Наблюдайте цвет паров йода. В каком состоянии находится йод в парах Затем в три пробирки положите по 1 - 2 кристаллика йода. В первую добавьте немного бензола, во вторую – воды, в третью – спирта и взболтайте содержимое. Отметьте окраску растворов, сравните ее с окраской паров йода. Чем объясняется различная окраска растворов В каком случае образуются сольваты ОПЫТ 3. Приготовление пересыщенных растворов а) растворите при нагревании 2 г ацетата натрия в 1,5 мл воды. Закрыв отверстие пробирки ватой, охладите ее до комнатной температуры в стакане с холодной водой. В охлажденный раствор бросьте маленький кристаллик ацетата натрия (затравку). Наблюдайте рост кристаллов, быстро заполняющих всю пробирку. Обратите внимание на выделение теплоты. Снова нагрейте пробирку, чтобы получить прозрачный раствор. Осторожно охладите ее и потрите стеклянной палочкой о внутреннюю стенку пробирки, вызывая кристаллизацию.

б) в сухой пробирке медленно нагрейте несколько кристаллов кристаллогидрата тиосульфата натрия Na2S2O35H2O. Эта соль плавится при 480С, образуя раствор Na2S2O3 в кристаллизационной воде. Осторожно охладив раствор под краном, бросьте в него маленький кристаллик тиосульфата натрия. Что происходит Нагреванием пробирки с солью снова получите прозрачный раствор, охладите его и резко встряхните пробирку. Отметьте и объясните наблюдаемые явления. Дайте определение понятия “пересыщенный раствор”.

ОПЫТ 4. Свойства кристаллогидратов а) в сухую пробирку возьмите несколько кристаллов CoCl26 H2O (отметьте их окраску) и нагрейте. Что при этом наблюдается Охладите пробирку и прибавьте 2 - 3 капли воды. Дайте объяснения.



б) поместите в сухую пробирку несколько кристаллов медного купороса CuSO45 H2O. Закрепите пробирку в штативе наклонно, немного приподняв ее дно, и нагрейте. Наблюдайте за изменением цвета соли. Когда все вещество изменит цвет, прекратите нагревание и охладите. Затем прилейте 2 - 3 капли воды. Отметьте тепловой эффект и изменение цвета соли. Напишите уравнение реакции. Сделайте общие выводы о свойствах кристаллогидратов.

РАБОТА ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ В общем случае под гидролизом понимают реакции разложения вещества водой (от греч. hydоr вода и lysis разложение, распад). Гидролиз частный случай сольволиза взаимодействия растворенного вещества и растворителя.

Гидролизу могут подвергаться химические соединения различных классов:

белки, жиры, углеводы, эфиры, соли и др. Трудно переоценить роль гидролиза в биохимических процессах. Например, усвоение полисахаридов и дисахаридов становится возможным лишь после полного их гидролиза до моносахаридов;

значительная часть энергии, необходимой для жизнедеятельности, высвобождается вследствие гидролиза аденозинтрифосфата (АТФ). В неорганической химии чаще всего встречаются с гидролизом солей.

Гидролизом соли называют обменное взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений.

Обменные реакции в растворах электролитов протекают в сторону образования малодиссоциированных, летучих и плохо растворимых веществ.

Рассмотрим с этой точки зрения следующую реакцию обмена:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O.

Эта реакция между основанием и кислотой с образованием соли и воды называется реакцией нейтрализации. Она протекает до конца, так как в системе образуется единственное малодиссоциирующее вещество – вода:

H+ + OH- = H2O.

Если рассмотреть реакцию между слабой кислотой и сильным основанием (или слабым основанием и сильной кислотой), то в данном процессе устанавливается химическое равновесие (малодиссоциированные соединения присутствуют и в правой, и в левой частях уравнения реакции):

HCN + NaOH NaCN + H2O, HCN + OH- CN- + H2O.

Обратная реакция - взаимодействие соли с водой с образованием кислоты и основания - и есть реакция гидролиза. Суммарный эффект гидролиза определяется природой находящихся в растворе катионов и анионов. В зависимости от типа соли возможны 4 варианта:

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Такая соль гидролизу не подвергается, так как химическое равновесие смещено влево (в сторону образования малодиссоциированного вещества - воды) NaNO3 + H2O NaOH + HNO3.

Значение pH раствора равно 7, среда - нейтральная.

2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой.

Наблюдается гидролиз по аниону:

A- + H2O HA + OH-.

Среда щелочная (pH > 7).

а) катион и анион одновалентны NaCN + H2O NaOH + HCN.

б) катион одновалентен, анион многовалентен K3PO4 + H2O K2HPO4 + KOH, K2HPO4 + H2O KH2PO4 + KOH.

Реакция гидролиза протекает ступенчато, в основном идет по первой ступени, по второй – незначительно, а по третьей ступени (до образования H3PO4) – практически не протекает (в растворе накапливается ионы OH-, и химическое равновесие смещается влево).

в) катион многовалентен, анион одновалентен Ba(CN)2 + H2O BaOHCN + HCN.

г) катион и анион многовалентны 2 BaS + 2 H2O Ba(HS)2 + Ba(OH)2.

3. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой.

Наблюдается гидролиз по катиону:

Э+ + H2O ЭОН + H+.

Среда кислая (pH < 7).

а) NH4NO3 + H2O NH4OH + HNO3;

б) (NH4)2SO4 + H2O NH4HSO4 + NH4OH;

в) AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl;

AlOHCl2 + H2O Al(OH)2Cl + HCl;

г) Al2(SO4)3 + 2 H2O 2 AlOHSO4 + H2SO4;

2 AlOHSO4 + 2 H2O [Al(OH)2]2SO4 + H2SO4;

[Al(OH)2]2SO4 + 2 H2O 2 Al(OH)3 + H2SO4.

4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.

Наблюдается одновременно гидролиз по катиону и по аниону, значение pH раствора зависит от силы образующихся кислоты и основания. Например, CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH.

Соли слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований подвержены практически полному гидролизу и поэтому в растворах существовать не могут:

Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S.

С количественной точки зрения глубину протекания процесса гидролиза обычно оценивают степенью гидролиза - отношением количества гидролизованного вещества (моль) к общему количеству растворенной соли (моль). Степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора, повышением температуры (увеличивается концентрация ионов H+ и OH-) и при удалении продуктов из сферы реакции. Действие этих факторов основано на принципе Ле Шателье.

В ряде случаев, особенно в лабораторной практике, гидролиз является нежелательным процессом и его необходимо подавлять. Например, известно, что галогениды многих металлов (Cu, Zn, Al, Ga, Cr, Fe и др.) гидролизуются с образованием основных солей (растворы мутнеют, соли выпадают в осадок и т.п.):

ZnCl2 + HOH = Zn(OH)Cl + HCl, Zn+2 + HOH = ZnOH+ + Н+.

В этом случае для смещения равновесия реакции влево (т.е. для подавления гидролиза) необходимо раствор подкислить (добавить соляной кислоты, введя тем самым ионы Н+). В том случае, если гидролиз соли (например, Na2CO3, KCN и т.п.) сопровождается накоплением ионов гидроксила, его можно подавить путем добавления в раствор щелочи.





Подавлению гидролиза способствует охлаждение раствора и увеличение его концентрации.

ОПЫТ 1. Определение значений pH в растворах некоторых солей Налейте в пробирки по 2 мл растворов карбоната натрия Na2CO3, гидрокарбоната натрия NaНCO3, хлорида алюминия AlCl3 и хлорида натрия NaCl.

С помощью универсальной индикаторной бумаги определите значение pH каждого раствора. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза этих солей. Объясните, чем обусловлена реакция среды в каждом случае.

ОПЫТ 2. Влияние температуры на степень гидролиза соли Смешайте в пробирке по 2 мл растворов хлорида железа (III) и ацетата натрия одинаковой концентрации. Нагрейте раствор до кипения и наблюдайте образование бурого осадка. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Почему при повышении температуры увеличивается степень гидролиза ОПЫТ 3. Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида сурьмы (III). Добавьте по каплям дистиллированную воду до выпадения осадка. Образующаяся основная соль Sb(OH)2Cl отщепляет воду и переходит в оксохлорид сурьмы SbOCl.

Раствор с осадком сохраните до следующего опыта. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции гидролиза соли. Почему разбавление раствора увеличивает степень гидролиза ОПЫТ 4. Смещение равновесия реакции гидролиза (обратимый гидролиз) а) к раствору хлорида сурьмы с осадком (SbOCl) прилейте хлороводородную кислоту до растворения осадка. Снова добавьте воду. Объясните наблюдаемые явления.

б) налейте в пробирку 2 мл концентрированного раствора хлорида алюминия. Опустите в раствор гранулу цинка, предварительно обработанную соляной кислотой (для снятия оксидной пленки). Нагрейте раствор до кипения.

Какой газ выделяется при этом Как влияет присутствие цинка на процесс гидролиза соли в) в пробирку внесите 5 - 6 мл раствора ацетата натрия и 1 - 2 капли фенолфталеина. Содержимое пробирки разделите на 2 части, одну из них оставьте для сравнения, другую - нагрейте до кипения. Сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Дайте пробирке охладиться и снова сравните окраску. Поясните свои наблюдения. Составьте уравнение реакции гидролиза соли, сделайте вывод о среде раствора и о влиянии температуры на гидролитическое равновесие.

ОПЫТ 5. Совместный гидролиз двух солей (необратимый гидролиз) а) к раствору хлорида алюминия (или хлорида железа (III)) прилейте раствор карбоната натрия. Наблюдайте образование осадка и выделение газа. Отметьте цвет осадка. Убедитесь, что полученный осадок является амфотерным гидроксидом. Для этого одну его часть обработайте раствором соляной кислоты, а другую – гидроксидом натрия. Наблюдается ли растворение осадка б) налейте в пробирку 2 мл концентрированного раствора сульфата хрома и добавьте такой же объем раствора сульфида натрия. Наблюдайте образование осадка. Разлейте раствор с осадком в две пробирки. В одну добавьте раствор концентрированной соляной кислоты, а в другую – раствор гидроксида натрия.

Что наблюдается Напишите молекулярные и ионные уравнения совместного гидролиза двух солей. Почему не образуется карбонат алюминия (железа) и сульфид хрома (III) Почему осадки, полученные в опыте, взаимодействуют с растворами и кислоты, и щелочи РАБОТА ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Одним из важных понятий в химии является степень окисления. Степень окисления - это условный заряд атома в соединении, вычисленный в предположении, что вещество имеет ионное строение. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение, может быть дробным числом. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в соединении равна нулю.

Реакции в растворах можно разделить на два типа: 1) без изменения степеней окисления, 2) так называемые окислительно-восстановительные реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов.

Окислительно-восстановительные реакции представляют совокупность двух процессов - окисления и восстановления. Окислителем называется ион, нейтральный атом или молекула, которые при взаимодействии принимают электроны, а восстановителем - ион (нейтральный атом, молекула), отдающий электроны. В окислительно-восстановительных реакциях электроны переходят от восстановителя к окислителю, при этом общее число электронов, отдаваемых восстановителем, равно общему числу электронов, присоединяемых окислителем.

Вещества, содержащие атомы в максимальной и минимальной степенях окисления, могут быть, соответственно, только окислителями или только восстановителями. Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, способны как повышать, так и понижать свою степень окисления в зависимости от условий протекания реакции. Это демонстрирует приведенная ниже схема для соединений азота в различных степенях окисления. В высших степенях окисления они являются сильным окислителями, в низших - сильными восстановителями.

Возрастание восстановительных свойств -3 -2 -1 -1/3 0 +1 +2 +3 +4 +NH3 N2H4 NH2OH HN3 N2 N2O NO N2O3 NO2 N2O Возрастание окислительных свойств Важнейшими восстановителями являются металлы, водород, соединения, в которых элементы находятся в низшей степени окисления:

H2S, HI, NH3, CO и другие.

Важнейшие окислители: неметаллы, соединения, в которых элементы находятся в высшей степени окисления: КMnО4, K2Cr2O7, H2SO4, HNO3 и т.д.

Окислительно-восстановительную способность вещества определяет окислительно-восстановительный потенциал реакции (редокс-потенциал):

Pages:     | 1 || 3 | 4 |   ...   | 6 |










© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.