ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ

Оси и плоскости тела человека - Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д.

Отёска стен и прирубка косяков - Когда на доме не достаёт окон и дверей, красивое высокое крыльцо ещё только в воображении, приходится подниматься с улицы в дом по трапу.

Дифференциальные уравнения второго порядка (модель рынка с прогнозируемыми ценами) - В простых моделях рынка спрос и предложение обычно полагают зависящими только от текущей цены на товар.

Скорость химической реакции и химическое равновесие

Цель работы: изучить влияние различных факторов на скорость химических реакций и разобраться в сущности химического равновесия и его смещения.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт №1. Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ

В две пробирки налить по 5 мл соляной кислоты. Опустить в одну из них магниевую, в другую – цинковую пластинки. Об интенсивности взаимодействия различных металлов с одной и той же кислотой, а, следовательно, о скорости реакции можно судить по выделению пузырьков водорода. Написать уравнения реакций.

Реактивы: магниевая и цинковая пластинки, Iн раствор HCl.

Опыт №2. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

В три пробирки налить по 2 мл раствора H2SO4, а в три другие: в первую – 3 мл раствора тиосульфата натрия Na2S2O3, во вторую – 2 мл раствора Na2S2O3 и 1 мл воды, в третью – 1 мл раствора Na₂S₂O₃ и 2 мл воды. Объемы отмеривать точно по бюретке. Смешать содержимое каждой пробирки с серной кислотой, находящейся в первых трех пробирках.

Наблюдать, через сколько времени в каждой из пробирок появится опалесценция серы, выделяющейся в результате реакции

Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+H2O+SO2+S.

Время отсчитывается по секундомеру с момента сливания до начала появления опалесценции в каждой пробирке. Экспериментальные данные свести в табл.7.1.

Таблица 7.1

Номер прбирки	Объем, мл	Общий объем раствора	Промежуток времени от начала отсчета до помутнения, τс	Скорость реакции, V=1/τ
	H2SO4	Na2S2O3	H2O

Приняв концентрацию тиосульфата натрия в первой пробирке за единицу, построить график зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия, откладывая на оси абсцисс концентрации, а на оси ординат – относительную скорость реакции, т.е. величины, обратные времени.

Каким должен быть график при идеальном выполнении закона действия масс? Сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Реактивы: Iн раствор H2SO4, 0,5н раствор Na2S2O3.

Опыт № 3. Зависимость скорости реакции от температуры

В две пробирки налить по 3 мл раствора перманганата калия и 1,5 мл серной кислоты, в две другие пробирки – по 3 мл раствора оксалата натрия (Na₂C₂O₄) и 1,5 мл серной кислоты. Пробирки поставить попарно в водяную баню. Нагреть одну пару пробирок до 313K, а другую – до 323К.

Нагретые растворы одновременно слить попарно в одну пробирку и тотчас включить секундомер. Зафиксировать время исчезновения окраски перманганата калия в каждой пробирке. Уравнения реакции:

2KMnO₄ + 5Na₂C₂O₄ + 8H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + 10CO₂ + 8H₂O

2MnO₄^- + 5C₂O₄^2- + 16H⁺ = 2Mn²⁺ + 10CO₂ + 8H₂O.

Сравнить результаты, полученные при 313К и 323К, вычислить скорость реакции и сделать вывод о влиянии температуры на скорость химической реакции.

Реактивы: 1н раствор H₂SO₄, 0,5н растворы KMnO₄ и Na₂C₂O₄.

Опыт №4. Зависимость скорости реакции от величины поверхности реагирующих веществ

Приготовить два небольших приблизительно одинаковых куска мела. Один из них растереть на бумаге и пересыпать в пробирку, второй целиком поместить в другую пробирку. В обе пробирки одновременно налить равное количество (около трети пробирки) соляной кислоты. В какой из пробирок реакция протекает быстрее и почему?

Реактивы: кусочки мела, Iн раствор HCl.

Опыт № 5. Влияние катализатора на скорость реакции

а) Гомогенный катализ

К подогретому до 323-333К раствору бихромата калия (K₂Cr₂O₇) прилить 1 мл пероксида водорода. Раствор в пробирке быстро темнеет и становится почти черным. Это связано с образованием промежуточных соединений типа K₂[Cr₂O₇ · H₂O₂]. Через одну-две минуты начинается бурное разложение промежуточного соединения – выделяется кислород (показать тлеющей лучиной выделение кислорода).

Н₂О₂ – 2е → 2Н⁺ + О₂

Н₂О₂ + 2е → 2ОН^-

___________________

2Н₂О₂ → 2Н₂О +О₂

По окончании реакции вновь появляется оранжевая окраска, свойственная катализатору – бихромату калия.

Реактивы: 0,5н раствор бихромата калия, 2н раствор пероксида водорода.

б) Гетерогенный катализ

В три пробирки налить 3 мл пероксида водорода. Испытать каталитическое действие оксидов марганца, железа и кремния на процесс разложения пероксида водорода. Для этого в первую пробирку насыпать небольшое количество оксида кремния, во вторую – оксида железа, в третью – оксида марганца. Различная интенсивность выделения пузырьков кислорода наглядно показывает разницу в каталитической активности данных оксидов.

Реактивы: 2 н раствор пероксида водорода, порошок SiO₂, Fe₂O₃, MnO.

Опыт №6. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ

При взаимодействии роданида аммония или роданида калия с хлоридом железа образующийся роданид железа Fe(CNS)₃ придает раствору красную окраску:

FeCl₃+3NH₄CNS=3NH₄Cl+Fe(CNS)₃

По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(CNS)₃, т.е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.

В пробирке смешать по 10 мл 0,1н растворов хлорида железа и роданида калия или роданида аммония. Полученный окрашенный раствор разлить поровну в четыре пробирки, одну из которых оставить в качестве контрольной. В первою пробирку добавить 2-3 капли концентрированного раствора роданида калия или роданида аммония, во вторую – столько же раствора хлорида железа, а в третью насыпать немного твердого хлорида калия или хлорида аммония и встряхнуть пробирку несколько раз, чтобы ускорить растворение соли.

Сравнить окраску растворов в трех пробирках с окраской в контрольной пробирке и объяснить происшедшие изменения, исходя из принципа Ле-Шателье. Опытные данные представить в табл. 7.2.

Таблица 7.2

Номер пробирки	Добавленный раствор (или соль)	Изменение интенсивности окраски (ослабление, усиление)	Направление смещения (влево, вправо)

Реактивы: 0,1н и 2н растворы FeCl3, KCNS или NH4CNS, кристаллы KCl или NH4Cl.

Список литературы

1. Глинка Н.Л. Общая химия. -М.: Химия, 1980-1985, - 720с.

2. Фролов В.В. Химия.- М.: Высшая школа, 1986-560с.

3. Ахметов Н.С. Неорганическая химия – М.: Высшая школа, 1975 – 680с.

Содержание

с.

1. Энергетика химических процессов………………………………… 1

2. Химическая кинетика……………………………………………….. 2

3. Химическое равновесие…………………………………………….. 3

4. Вопросы для самоконтроля по теме: “Закономерности

протекания химических реакций”…………………………………… 4

5. Контрольные задания………………………………………………… 5

6. Задачи по теме: “Энергетика химических реакций”……………….. 9

7. Лабораторная работа “Скорость химической реакции и

химическое равновесие”………………………………………………

8. Приложение 1 ………………………………………………………… 15

9. Список литературы…………………………………..………………... 17

10. Содержание……………………………………………………………. 17