Опыт 1.Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:
Na2S2O3 + H2S04 = Na2SO4 + S02 + Н20 + S
Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделения серы.
Заполните три бюретки: первую — 1 н. раствором H2SO4, вторую — 0,05 н. раствором Na2S203, третью — водой. Приведите бюретки в рабочее положение. Налейте в три пробирки из бюретки по 5 мл H2S04. В три конические колбы из бюреток налейте: в первую — 5 мл раствора Na2S2O3 и 10 мл воды; во вторую — 10 мл раствора Na2S2O3 и 5 мл воды; в третью — 15 мл раствора Na2S2O3.
Заметив время, в первую колбу прилейте из пробирки 5 мл отмеренного раствора серной кислоты и быстро перемешайте полученную смесь. Отметьте время начала помутнения раствора.
Проделайте то же самое с двумя оставшимися колбами. Результаты опыта внесите в таблицу:
Номер
колбы
Объем колбы
Общий объем, мл
Относитель-ная концентра-ция
Темпе-ратура опыта, 0С
Время начала помут-нения, с
Относительная скорость реакции
H2SO4
Na2S2O3
Н2О
υ теор.
υ практ.
-
Рассчитайте υпракт. Для второго и третьего случаев, учитывая, что скорость реакции и время протекания реакции до начала помутнения раствора обратно пропорциональны. Следовательно, = , где υ1 — скорость реакции в первом случае (υ1=1); v2 — скорость реакции во втором (третьем) случае; τ1— время протекания реакции до начала помутнения раствора в первом случае, с; τ2 — время протекания реакции до начала помутнения раствора во втором (третьем) случае, с.
На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости υтеор.от концентрации Na2S203 (в относительных единицах). Масштаб: 2 см на единицу изменения концентрации и скорости. На этом же графике отметьте точками значения υпр, полученные при вычислениях.
Cделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации Na2S203 при данных условиях.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.
Зависимость скорости реакции от температуры изучают на примере реакции
Na2S203 + H2S04 = Na2S04 + S02 + H20 + S
По правилу Вант-Гоффа (при γ = 1,8) υТ =υТ·γΔТ/ 10
получаем, что при повышении температуры на 10° скорость реакции увеличится в 1,8 раза, на 20° — в 3,24 раза, на 30° — в 5,832 раза и т.д.
Приведите бюретки с растворами Н2SO4, Na2S203 и водой в рабочее положение. В две пробирки из бюретки прилейте по 5 мл H2S04.
В две конические колбы из бюреток прилейте по 5 мл раствора Na2S203 и по 10 мл воды.
Одну колбу и пробирку поместите в термостат с температурой на 100 выше комнатной. Через 5—7 мин, когда растворы нагреются до нужной температуры, смешайте их и определите время помутнения раствора, как в опыте 2.
Другую колбу и пробирку поместите в термостат с температурой на 20° выше комнатной. Через 5—7 мин смешайте растворы и определите время начала помутнения.
Результаты опыта запишите в таблицу (экспериментальные данные для комнатной температуры возьмите из опыта 2, колба 1);
Номер
колбы
Объем колбы
Общий объем, мл
Темпе-ратура опыта, 0С
Время начала помут-нения раствора, с
Относительная скорость реакции
H2SO4
Na2S2O3
Н2О
υ теор.
υ практ.
1,8
3,24
Рассчитайте υпр Для второго и третьего случаев (методика расчета дана выше).
На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости υтеор. от температуры. На этом же графике отметьте значения υпракт.
Рассчитайте значение температурного коэффициента γ практ. исходя из опытных данных.
Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.
Опыт 3.Влияние концентрации веществ на химическое равновесие .
В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия хлорида железа (III) с тиоцианатом аммония (или калия). Тиоцианат железа Fe(NCS)3 придает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(NCS)3) т.е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.
FeCl3+3 KCSN= Fe(NCS)3 + 3 KCl
Fe3+ + 3 CSN- = Fe(NCS)3
В четыре микропробирки внесите по 5—10 капель разбавленных растворов хлорида железа FeCl3 и тиоцианата аммония NH4NCS. Легким встряхиванием пробирок размешайте растворы. Поставьте все пробирки в штатив.
В одну из пробирок микрошпателем добавьте несколько кристаллов хлорида железа, в другую — тиоцианата аммония, в третью — хлорида аммония, четвертую пробирку оставьте для сравнения. Результаты сводят в таблицу и объясняют причину изменения цвета растворов.
Напишите уравнение реакции и сделайте вывод о влиянии концентрации веществ на химическое равновесие.
Опыт 4.Влияние рН на положение равновесия в растворах хроматов и бихроматов
в системе
2 K2CrO4 +2 HCl=K2Cr2O7+2KCl+H2O
2 CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- +H2O
хромат-ион дихромат-ион
(желтый) (оранжевый)
равновесие существенно зависит от кислотности среды.
В пробирку налить 10 мл 1н. раствора K2Cr2O7 , отметить цвет раствора. Добавить к раствору по каплям щелочь, отметить изменение окраски. добавить раствор кислоты, отметить изменение окрсаски. в каких средах существует хромат - , в каких – бихромат-ион?
Напишите выражения для контант равновесия опытов с роданидом железа и бихроматом калия.
Опыт 5.Влияние температуры на химическое равновесие.
При взаимодействии иода с крахмалом образуется комплекс сложного состава (иодокрахмал) синего цвета. реакция экзотермическая и равновесие можно условно представить схемой:
иод+крахмал↔{иодокрахмал}+Q(∆H<0)
В две пробирки налить 4-5 мл раствора крахмала и добавить 3-4 капли 0,1н. раствора I2 (до появления синей окраски). Нагреть одну из пробирок и наблюдать изменение цвета. Затем охладить пробирку водой из-под крана – синее окрашивание появится снова. Сделать вывод о влиянии температуры на смещении химического равновесия.