Скорость химических реакций. Катализ и химическое равновесие. Контрольные вопросы

1. Составить перечень химической посуды и химических реактивов, необходимых для выполнения работы.

2. Написать химическое уравнение реакции, протекающей в процессе титрования. К какому типу реакций она принадлежит?

3. Сформулировать закон, лежащий в основе расчетов при определении концентрации растворов щелочи по методу титрования.

5. Рассчитать массовую долю, молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, моляльную концентрацию и массовую концентрацию раствора данного вещества, используя значение плотности данного раствора и соответствующие величины

Раствор NaCl  , г/л	Раствор H 2 SO 4  , г/л	Раствор HCl  , г/л	Раствор CH 3 COOH  , г/л

Лабораторная работа №3 скорость химических реакций Теоретическая часть

Скоростью реакции называется изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее за единицу времени.

Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализаторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс : при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. В общем случае для реакции

зависимость скорости реакции выражается уравнением:

υ = k C А n C В m

где C А и C В - концентрации реагирующих веществ; k - константа скорости реакции. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа : при повышении температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза:

где υ 2 и υ 1 - скорости реакций при температурах t 2 и t 1 ; γ - температурный коэффициент скорости реакции.

Катализом называют процесс изменения скорости реакции, происходящий под действием небольших количеств веществ – катализаторов, которые учувствуют в процессе и к концу реакции остаются химически неизменными.

Катализатор – вещество, изменяющее скорость реакции вследствие многократного участия в промежуточном химическом взаимодействии с реагентами реакции, но после каждого цикла промежуточного взаимодействия восстанавливает свой химический состав.

Положительные катализаторы ускоряют реакцию, отрицательные катализаторы, или ингибиторы, ее замедляют. Каталитические процессы по фазовому состоянию делят на гомогенные и гетерогенные.

Выполнение работы

Цель работы : изучение влияния степени измельчения, концентрации реагирующих веществ, температуры и катализатора на скорость химических реакций.

Меры предосторожности при выполнении работы

1. Заполнение колб и бюреток производить только через воронки.

2. Для нагревания растворов реагирующих веществ применять только термостойкую посуду.

3. Упаривание реагирующих веществ или выпаривание досуха производить только под тягой.

3. Нагретые предметы брать и переносить с места на место только при помощи тигельных щипов.

ОПЫТ 1 . ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ ИОНОВ ЖЕЛЕЗА (III) И ЙОДИД-ИОНОВ НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ ИОДИД-ИОНОВ ИОНАМИ ЖЕЛЕЗА (III)

В каждую из четырех конических колб емкостью 250 мл прилить из бюретки по 20 мл раствора хлорида железа (FeCl 3), после чего во вторую, третью и четвертую колбы добавить соответственно 20, 40, 60 мл воды. После этого в первую колбу мерным цилиндром добавить 20 мл раствора иодида калия (KJ) и полученную смесь выдержать в течение 10 минут. После выдерживания раствор оттитровать раствором тиосульфата натрия (Na 2 S 2 O 3) следующим образом: из бюретки, заполненной стандартным раствором тиосульфата натрия (Na 2 S 2 O 3), по каплям, при постоянном перемешивании, приливают последний к анализируемому раствору, находящемуся в конической колбе. В момент, когда содержимое колбы после очередной капли тиосульфата натрия (Na 2 S 2 O 3) приобретет соломенно-желтое окрашивание, следует добавить 3-4 капли свежеприготовленного раствора крахмала. Тщательно перемешать; после чего анализируемый раствор приобретает голубовато-синюю окраску. Заканчивают титрование, прибавляя стандартный раствор по каплям, медленно, тщательно перемешивая после каждой капли до полного обесцвечивания содержимого колбы. Объем тиосульфата, израсходованный на титрование, определяют по нижнему мениску раствора в бюретке, показания заносят в таблицу.

Температура анализируемого раствора, 0 С	Объем FeCl 3 , мл	Объем Н 2 О, мл	Объем KJ, мл	Объем Na 2 S 2 O 3 , мл

Затем во вторую коническую колбу прилить 20 мл раствора иодида калия (KJ) и все последующие операции выполнять аналогично операциям, выполненным в предыдущем опыте.

Аналогично проанализировать третью и четвертую колбы.

Результаты, полученные при анализе содержимого всех колб, занести в таблицу. По полученным данным построить график зависимости скорости реакции от концентрации иодид-ионов (J -) и концентрации железа c (Fe 3+). Под скоростью реакции понимают объем тиосульфата натрия (Na 2 S 2 O 3), израсходованный на титрование.

ОПЫТ 2 . ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ

В две пробирки прилить соответственно по 20 мл раствора хлорида железа (III) (FeCl 3). В две другие пробирки - по 20 мл раствора иодида калия (KJ); еще одну пару пробирок заполнить водой по 20 мл. Затем соединить пробирки: пробирка с раствором хлорида железа (III) (FeCl 3), пробирка с водой, пробирка с раствором иодида калия (KJ) и полученную серию из трех пробирок поставить на 5-10 минут в стакан с водой для термостатирования при температуре, на 20-30 ºС выше комнатной. После термостатирования содержимое всех трех пробирок слить в коническую колбу для титрования и выдержать в термостате в течение 5-10 минут и оттитровать по методике, описанной в опыте 1.

Затем понизить температуру в термостате на 10-15 º путем прибавления холодной воды и повторить опыт со второй парой пробирок. Полученные результаты занести в таблицу 1. По полученным данным построить график зависимости скорости реакции от температуры и определить температурный коэффициент скорости рассматриваемой реакции.

ОПЫТ 3 . ВЛИЯНИЕ СТЕПЕНИ ИЗМЕЛЬЧЕНИЯ РЕАГИРУЮЩИХ ТВЕРДЫХ ЧАСТИЦ НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ

а) В сухой пробирке осторожно смешать несколько кристалликов нитрата свинца (II) (Pb(NO 3) 2) и иодида калия (KJ), которые должны быть предварительно тщательно высушены. Происходит ли изменение окраски смеси? Эту же смесь перенести в сухую фарфоровую ступку и тщательно растереть. Что наблюдается? Добавить к растертой смеси в ступке несколько капель воды, что наблюдается? Написать уравнения реакции.

б) Уравновесить на весах маленький кусочек мрамора (около 2г) и мрамор в виде порошка. В две пробирки налить одинаковые объемы (примерно, 1/3 пробирки) раствора соляной кислоты (c (HCl)=1 моль/л). Затем одновременно опустить в пробирки: в одну – кусочек мрамора, в другую – порошок. В которой из пробирок наблюдается более быстрое выделение пузырьков газа? Написать уравнение реакции. Указать, какой газ выделяется. На основании результатов выполненных опытов сделать вывод о влиянии степени измельчения реагирующих веществ на скорость реакции. Чем это объясняется?

ОПЫТ 4 . ВЛИЯНИЕ КАТАЛИЗАТОРА НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ. ГОМОГЕННЫЙ КАТАЛИЗ

Налить в колбу емкостью 50 мл 0,5 мл раствора перманганата калия (KMnO 4) с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л и 15 мл раствора серной кислоты (H 2 SO 4) с молярной концентрацией эквивалента 2 моль/л. Полученный раствор разлить поровну в две пробирки. Затем в одну из пробирок добавить немного соли нитрата калия (KNO 3) (на кончике шпателя) и встряхнуть пробирку для быстрого растворения соли. Затем в обе пробирки добавить по два кусочка гранулированного цинка (Zn). Что наблюдается в обеих пробирках? Описать, написать уравнения взаимодействия металлического цинка с серной кислотой.

Чем объяснить обесцвечивание раствора в пробирке, не содержащей нитрата калия (KNO 3)? Написать уравнение реакции, какова роль нитрата калия во второй пробирке? Написать механизм каталитического действия нитрата калия (KNO 3) в приведенных условиях. Чем объяснить обесцвечивание раствора во второй пробирке? Написать уравнение реакции. В какой из пробирок обесцвечивание раствора происходит быстрее? Почему?

Технологическая карта урока химии

Учитель: Арбузова Ирина Николаевна

Учебник: Габриелян О.С. Химия. 8 класс: учебник/ для общеобразовательных учреждений О.С. Габриелян. - М.: Дрофа, 2013.

Тема: Практическая работа №7 «Условия протекания химических реакций между растворами электролитов до конца»

Цель: выяснить условия протекания химических реакций до конца.

Закрепить на практике знания по темам «Реакции ионного обмена».

Совершенствовать умения составлять химические уравнения в молекулярной и ионной форме, составлять окислительно - восстановительные реакции методом электронного баланса, составлять уравнения гидролиза.

Объяснять результаты проводимых опытов.

Уметь применять теоретические знания при проведении опытов.

Планируемые результаты:

Регулятивные УУД: определить последовательность действий для получения результата, делать необходимые выводы по наблюдениям во время проведения опытов, закрепить теоретические знания на практике.

Познавательные УУД: научиться проводить химический эксперимент, используя теоретические знания, знать определения понятий «Реакции ионного обмена», «Химические свойства кислот, оснований, солей».

Коммуникативные УУД: уметь работать в группах, уметь представить результаты своих опытов.

Личностные УУД: осознание своей роли каждым участником группы, осознание своей роли в группе для достижения общей цели.

Практическая работа проводится по группам (3 групп по 4 человека).

Оборудование: Таблица «Техника безопасности», реактивы, пробирки.

Технология проведения	Деятельность учителя	Деятельность учащихся	Задания для достижения запланированных результатов	Планируемые результаты
Технология проведения	Деятельность учителя	Деятельность учащихся	Задания для достижения запланированных результатов	Предметные
Мотивация к учебной деятельности		Делятся на группы по 4 человека.	Разделиться на группы по 4 человека.
Формулирование темы урока, постановка цели	Называет тему практической работы. Предлагает сформулировать цель практической работы	Записывают тему в таблицах. Формулируют цель. Готовятся к проведению практической работы		Умение формулировать и ставить цель практической работы.
Проведение практической работы	Предлагает ученикам вспомнить правила по технике безопасности. По ходу корректирует ответы учащихся, дополняет. Предлагает вспомнить: что называют условия протекания реакций обмена до конца, типы реакций Раздаёт приложение 1, даёт каждой группе инструкцию по выполнению задания - приложение 2 .	Ученики вспоминают правила техники безопасности, предлагают свои варианты ответов. Дают ответы на вопросы учителя о реакциях обмена и типах реакций Ученики работают в группе. Приступают к выполнению практического задания. Делают соответствующие записи в таблицах: уравнения реакции, наблюдения, выводы.	Приложение 1, 2	Умение оценивать поведение человека с точки зрения химической безопасности по отношению к человеку и природе; наблюдение самостоятельно проводимых опытов, химических реакций; описание самостоятельно проведенных экспериментов, используя для этого естественный (русский, родной) язык и язык химии; умение делать выводы и умозаключения из наблюдений.
Контроль и самопроверка знаний	Предлагает представить результаты первого и второго задания. Опрашивает фронтально. Контролирует выполнение опыта № 3 в каждой группе.	Один ученик от команды рассказывает порядок выполнения опыта 1, 2, 3, 4 и свои наблюдения. Один ученик от команды пишет на доске уравнение реакции в молекулярном и сокращенном ионном виде. Ученики проверяют правильность написания наблюдений и выводов в своих тетрадях.		Умение делать выводы и умозаключения из наблюдений.
Рефлексия	Подводит итог урока. Предлагает ответить на вопрос: что было самым трудным при выполнении практической работы.	Отвечают на вопрос		Умение делать выводы, анализ своей работы, проводить рефлексию.
Информация о домашнем задании	Задает домашнее задание, инструктирует учащихся о его выполнении. Заключительное слово учителя.	Записывают домашнее задание в дневник, задают вопросы по его выполнению.	Подготовить интересную информацию о взаимодействии неорганических веществ при условии протекания химических реакций до конца.

Приложение 1

Вариант №1

Цель: _____________________________________________________________________________

Порядок выполнения работы:

Исходные вещества	Условия реакции	Признаки реакции
			CuSO4 + …KOH → Cu(OH)2↓ + K2SO4
			тип реакции -


			Na2CO3 + …HNO3 →… NaNO3 + H2O+ CO2
			тип реакции -


KOH, HNO3, фенолфталеин			KOH + HNO3 →KNO3 + H2O
			тип реакции -


Cu(OH)2 из первого опыта (а), H2SO4			Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 +…H2O
			тип реакции -


			KCl + Na3PO4 → K3PO4 +..NaCl

Практическая работа №7 «Условия протекания химических реакций между растворами электролитов до конца»

ФИ ученика (цы)____________________________________________ Вариант №2

Цель: ____________________________________________________________________________________________

Оборудование: реактивы, пробирки, штатив для пробирок.

Порядок выполнения работы:

1. Инструкция по технике безопасности при выполнении практических работ - стр. 104.

2. Практическую работу выполнить согласно инструкции.3. По итогам проведенных опытов вовремя необходимо заполнять таблицу, делать выводы.

Исходные вещества	Условия реакции	Признаки реакции	Уравнения реакций (в молекулярном, ионном видах), тип реакций
			BaCl2 + H2SO4 → … ↓ + …HCl
			тип реакции -


			K2CO3 +… HNO3 → …KNO3 + … + …
			тип реакции -


KOH, H2SO4, фенолфталеин			…KOH + H2SO4→ … + … H2O
			тип реакции -


CuSO4, KOH, H2SO4			Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + …
			тип реакции -


			…KCl + Na3PO4 → K3PO4 + ...

Практическая работа №7 «Условия протекания химических реакций между растворами электролитов до конца»

ФИ ученика (цы)_____________________________________________ Вариант №3

Цель: _________________________________________________________________________________________________

Оборудование: реактивы, пробирки, штатив для пробирок.

Порядок выполнения работы:

1. Инструкция по технике безопасности при выполнении практических работ - стр. 104.

2. Практическую работу выполнить согласно инструкции.

3. По итогам проведенных опытов вовремя необходимо заполнять таблицу, делать выводы.

Исходные вещества	Условия реакции	Признаки реакции	Уравнения реакций (в молекулярном, ионном видах), тип реакций
			FeCl3 + KOH → … ↓ + …
			тип реакции -


			Na2CO3 + … HCl → … + … + …
			тип реакции -


KOH, HCl, фенолфталеин			KOH + HCl→ … + …
			тип реакции -


CuSO4, KOH, H2SO4			Cu(OH)2 + H2SO4 →… + …
			тип реакции -


			…KCl + Na3PO4 → … + ...

Приложение 2

Практическая работа №7

Вариант №1

Опыт №1

Возьмите пробирку. Налейте 2-3 мл раствора сульфата меди (II). Затем добавьте столько же раствора гидроксида калия. Что наблюдаете? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Сделайте вывод.

Опыт №2

Налейте в пробирку 2-3 мл карбоната натрия. Затем осторожно прилейте азотную кислоту. Что наблюдаете? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Сделайте выводы.

Опыт №3

а) В одну пробирку налейте 2-3 мл раствора гидроксида калия и добавьте 2-3 капли фенолфталеина. Раствор приобретает малиновый цвет. Затем прилейте раствор азотной кислоты до обесцвечивания.

Опыт №4

Практическая работа №7

«Условия протекания химических реакций между электролитами до конца»

Инструкция для выполнения работы

Вариант №2

Опыт №1

Возьмите пробирку. Налейте 2-3 мл раствора хлорида бария. Затем добавьте столько же раствора серной кислоты. Что наблюдаете? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Сделайте вывод.

Опыт №2

Налейте в пробирку 2-3 мл карбоната калия. Затем осторожно прилейте азотную кислоту. Что наблюдаете? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Сделайте выводы.

Опыт №3

а) В одну пробирку налейте 2-3 мл раствора гидроксида калия и добавьте 2-3 капли фенолфталеина. Раствор приобретает малиновый цвет. Затем прилейте раствор серной кислоты до обесцвечивания.

б) В другую пробирку налейте примерно 5 мл сульфата меди (II) и добавьте немного раствора гидроксида калия. Образуется голубой осадок гидроксида меди (II). Прилейте в пробирку серную кислоту до растворения осадка.

Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном и ионном виде. Поясните, почему в первой пробирке произошло обесцвечивание, а во второй растворение осадка. Каким общим свойством обладают растворимые и нерастворимые основания?

Опыт №4

В пробирку налейте 2-3 мл раствора хлорида калия. Затем прилейте столько же раствора фосфата натрия. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод.

Практическая работа №7

«Условия протекания химических реакций между электролитами до конца»

Инструкция для выполнения работы

Вариант №3

Опыт №1

Возьмите пробирку. Налейте 2-3 мл раствора хлорида железа (III). Затем добавьте столько же раствора гидроксида калия. Что наблюдаете? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Сделайте вывод.

Опыт №2

Налейте в пробирку 2-3 мл карбоната натрия. Затем осторожно прилейте соляную кислоту. Что наблюдаете? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Сделайте выводы.

Опыт №3

а) В одну пробирку налейте 2-3 мл раствора гидроксида калия и добавьте 2-3 капли фенолфталеина. Раствор приобретает малиновый цвет. Затем прилейте раствор соляной кислоты до обесцвечивания.

Опыт №4

а) Гетерогенный катализ . В три пробирки налить по ¼ объема перекиси водорода. Одновременно добавить: в первую пробирку – оксид марганца (II) (MnO 2), во-вторую – оксид кремния (IV) (SiO 2), в третью – оксид железа (II) (FeO). Наблюдать реакцию разложения перекиси водорода. Выделение кислорода можно определить, опустив в пробирку тлеющую лучинку. Одинаково ли быстро протекает реакция в пробирках? Какое вещество не является катализатором реакции разложения? Записать уравнение реакции.

б) Гомогенный катализ . В две пробирки на 1/3 объема налить 0,5М раствор серной кислоты. В каждую пробирку бросить по кусочку цинка и добавить по 5 капель раствора перманганата калия (KМnO 4). Одну пробирку оставить в качестве эталона, а в другую – добавить несколько кристаллов нитрата калия (KNO 3) в качестве катализатора. В какой из пробирок обесцвечивание раствора происходит быстрее? Запишите суммарную реакцию.

При взаимодействии металлического цинка с раствором серной кислоты образуется атомарный водород, который рекомбинируя, выделяется в виде газа Н 2 . В первой пробирке восстановление перманганата калия происходит непосредственно атомарным водородом (реакция протекает довольно медленно). Во второй пробирке атомарный водород вначале восстанавливает ион NO 3 - до иона NO 2 - , который реагирует с перманганатом калия значительно быстрее.

При этом ион MnO 4 - восстанавливается до Mn 2+ , а ион NO 2 - вновь окисляется до NO 3 - .

1) Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H

2) 2H = H 2 – рекомбинация

3) 5KNO 3 + 10H = 5KNO 2 + 5H 2 O

4) 5KNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5KNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Таким образом, нитрат калия, участвуя в промежуточных стадиях процесса, способствует более быстрому протеканию реакции восстановления перманганата калия. Сам же KNO 3 в результате реакции не расходуется и остается в первоначально взятом количестве.

Опыт 4. Химическое равновесие и его смещение

а) Влияние изменения концентрации на смещение равновесия . Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа (III) и роданидом калия. Образующийся в результате реакции раствор роданида железа Fe(CNS) 3 обладает красным цветом, интенсивность которого зависит от его концентрации. Смещение равновесия легко наблюдать по изменению окраски растворов.

В стаканчик на 50мл налить на ¾ объема дистилли-рованной воды и добавить по 2 капли насыщенных растворов FeCl 3 и KCNS. Окрашенный в красный цвет раствор разлить поровну в 4 пробирки. Составить уравнение реакции и запи-сать выражение константы химического равновесия (К с).

Первую пробирку оставить в качестве эталона, во-вторую добавить по 2 капли насыщенного раствора FeCl 3 , в третью – 2 капли насыщенного раствора KCNS, а в четвертую добавить несколько кристаллов KCl. Сравнить цвета образовавшихся растворов и объяснить смещение равновесия.

б) в растворах солей хрома (хромата и дихромата) существует равновесие 2CrO 4 2- + 2H + ⇄ Cr 2 O 7 2- +H 2 O.

раствор ионов Cr 2 O 7 2- - оранжевую. Изменение концентрации ионов водорода Н + смещает это равновесие в ту или другую сторону.

В стаканчик емкостью 50мл налить на 1/5 объема раствор хромата калия (K 2 СrO 4). К этому раствору по каплям добавлять концентрированную серную кислоту и наблюдать изменение окраски. Затем к полученному раствору добавить по каплям раствор концентрированной щелочи (NaOH) и снова наблюдать появление исходного цвета.

Записать полное уравнение реакции. Сделать вывод, в какой среде (рН) существуют ионы хромата и дихромата.

в) Влияние температуры на химическое равновесие . В
пробирку на 1/2 объема налить 1М раствор аммиака (NH 4 OH). Добавить 1 каплю фенолфталеина и наблюдать появление малиновой окраски. Пробирку нагреть над пламенем горелки. Окраска исчезает. При охлаждении раствора малиновое окрашивание вновь появляется. Сделать вывод о влиянии температуры на смещение равновесия.

ВАРИАНТЫ ДОМАШНИХ ЗАДАНИЙ

№ вар.	№ задач	№ вар.	№ задач
	1а, 17, 25а, 34, 58		1л, 24г, 25л, 47, 67(д,е)
	1б, 18, 25б, 36, 59		1м, 24д, 25м, 48, 67(ж,з)
	1в, 19, 25в, 37, 60		1н, 24е, 25н, 51, 67(и,к)
	1г, 20, 25г, 39, 61		1о, 24ж, 25о, 52, 67(л,м)
	1д, 21, 25д, 40, 62(а,б,в)		1п, 24з, 25п, 53, 67(н,о)
	1е, 22, 25е, 41, 62(г,д,е)		1р, 24и, 25р, 55, 68(а,б)
	1ж, 23, 25ж, 43, 63(а,б)		1с, 9, 25с, 56, 68(в,г)
	1з, 24а, 25з, 44, 63(в,г)		1т, 10, 25т, 42, 67(о,п)
	1и, 24б, 25и, 45, 67(а,б)		1у, 3, 26, 49, 64(а,б)
	1к, 24в, 25к, 46, 67(в,г)		1ф, 6, 27, 50, 64(в,г)

Различают гомогенный катализ – катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе и гетерогенный катализ – катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

Явление гомогенного катализа объясняется чаще всего теорией промежуточных соединений, суть которой состоит в образовании промежуточного весьма реакционноспособного, неустойчевого соединения одного из веществ катализатором, это вещество немедленно вступает во взаимодействие с другими участниками реакции, высвобождая при этом катализатор.

А + В = А В - медленный процесс

А + кат. = А Кат. две быстрые

А Кат. + В = А В + Кат. стадии

В теории гетерогенного катализа используется явление адсорбции молекул реагирующих веществ на отдельных точках поверхности катализатора (активные центры). За счет адсорбции увеличивается концентрация молекул реагирующих веществ у поверхности катализатора. Может проходить и деформация, ослабление связей внутри молекул, а также возможно образование промежуточных соединений, о которых речь шла выше.

Для катализаторов характерна специфичность действия – определенный катализатор оказывает влияние на скорость определенной реакции или на группы однотипных реакций.

Существуют вещества, присутствие которых даже в нежелательных количествах подавляет действие катализатора. Такие вещества называют каталитическими ядами.

9.3 Экспериментальная часть

9.3.1 Опыт 1. Влияние концентрации на скорость реакции (полумикрометод).

Для исследования предлагается реакция взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S ¯ + SO2 + H2O (9.6)

Изучение влияния различных факторов на химическое равновесие.

10.2 Теоретическая часть

Все химические реакции можно поделить на необратимые и обратимые.

Необратимые – реакции, которые в данных условиях могут идти в одном направлении и приводят к полному превращению исходных данных веществ в продукты реакции. Например:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (10.1)

Обратимые – реакции, которые могут протекать одновременно в противоположном направлениях. Например:

H2 + Cl2 Û 2 НСl (10.2)

Будет ли реакция обратимой или необратимой – зависит от природы участников реакции.

В обратимых реакциях по мере расходования исходных веществ и накопления продуктов реакции скорость прямой реакции уменьшается, а обратимой – увеличивается, и наступает момент, когда они становятся равными.

Состояние системы, когда скорости прямой и обратимой реакции равны, называется химическим равновесием.

В момент равновесия концентрации участников реакции не изменяются.

Пусть реакция протекает по схеме:

аА + вВ Û сС + dД (10.3)

В соответствии с законом действия масс

nпр. = К1 . САА. СВВ; nобр. = К2 . ССС. СДd (10.4)

В момент химического равновесия nпр. = nобр., т. е.

К1 . САА. СВВ = К2 . ССС. СДd (10.5)

Проводя математические преобразования, получим:

ССС. СДd К1

К (10.6)

Так как К1 и К2 - величины постоянные, то их отношение (К) тоже величина постоянная и называется константой равновесия.

К зависит от температуры и не зависит от концентрации.

Величина К представляет собой отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентрации исходных веществ. Чем больше К, тем больше концентрация продуктов реакции, иными словами, К характеризует полноту протекания прямой реакции.

Лабораторная работа № 1

1.Свойства растворимых и нерастворимых оснований. Рассмотрите выданные вам в пробирках гидроксиды натрия, кальция, меди (II) и железа (III), отметьте их агрегатное состояние и цвет. Прилейте в пробирки по 3-4 мл воды и взболтайте. Мутные жидкости отфильтруйте. К растворам добавьте по нескольку капель раствора фенолфталеина. Гидроксид натрия растворяется в воде, гидроксид кальция - частично, а гидроксиды меди (II) и железа (III) в воде практически не растворяются. Растворы гидроксида натрия и гидроксида кальция окрашивают фенолфталеин в малиновый цвет. Отфильтрованные жидкости, в которых взбалтывали гидроксид меди (II) и железа (III), на раствор фенолфталеина не действуют.

Задание. На основе проведенных опытов сделайте вывод о растворимости оснований.

2.Действие кислот на металлы. В две пробирки поместите по два кусочка цинка, в две другие насыпьте немного железного порошка, а в последние две - медных стружек. В одну пробирку с цинком налейте 1 мл серной, а в другую - столько же соляной кислоты. Цинк энергично реагирует с кислотами. При этом выделяется газ, способный гореть. Точно так же прилейте кислоты в пробирки с железом и медью. Железо реагирует с кислотами медленнее, чем цинк: медь при обыкновенной температуре не реагирует ни с серной, ни с соляной кислотами. При нагревании медь реагирует с концентрированной серной кислотой. В этой реакции выделяется бесцветный газ с резким запахом (нюхать осторожно!) и в пробирке образуется раствор синего цвета.

Задания. 1. Найдите железо, цинк и медь в ряду Н.Н.Бекетова и подумайте, на основании каких свойств составлен этот ряд. 2. Напишите уравнения химических реакций, которые наблюдались в этом опыте. К какому типу эти реакции относятся?

3.Взаимодействие кислот с основными оксидами. Опыт . В две пробирки насыпьте немного оксида меди (II). В одну из них прилейте I мл разбавленной соляной кислоты, а в другую - столько же разбавленной серной кислоты. Пробирки слегка нагрейте. При подогревании в пробирках с оксидом меди (II) раствор приобретает голубой цвет.

Вылейте несколько капель раствора из каждой пробирки на стеклянную пластинку, выпарьте его и посмотрите, что осталось на пластинке. После выпаривания раствора на стеклянной пластинке выделяются кристаллики.

Задания. 1. Какие признаки подтверждают, что основные оксиды реагируют с кислотами? 2. Какие вещества выделились на стеклянных пластинках после выпаривания растворов? Напишите химические формулы этих веществ. 3. Составьте уравнения реакций, которые протекали в этих опытах.

4.Действие кислот на индикаторы. Поместите в штатив девять пробирок. В первые три пробирки налейте по 1 мл разбавленной серной кислоты, во вторые три влейте по 1 мл разбавленной соляной кислоты, а в остальные три столько же разбавленной азотной кислоты. В первую пробирку с серной кислотой добавьте несколько капель раствора фиолетового лакмуса или опустите фиолетовую лакмусовую бумажку, во вторую пробирку влейте несколько капель раствора фенолфталеина, а в третью - метилового оранжевого. Проведите такие же опыты с соляной и азотной кислотами.

Лакмус от действия кислот краснеет, фенолфталеин остается бесцветным, а метиловый оранжевый становится розовым.

Задание. Дано несколько растворов. Как можно практически доказать, что один из них является раствором кислоты, а другой - раствором щелочи?

5.Взаимодействие кислот со щелочами (реакция нейтрализации). В пробирку налейте 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте к нему несколько капель раствора фенолфталеина. С помощью пипетки к раствору малинового цвета прибавляйте по каплям соляную кислоту. После каждой капли пробирку встряхивайте. Происходит разогревание и обесцвечивание раствора. Затем немного полученного раствора перенесите на стеклянную пластинку и выпарьте его. Выделяются кристаллики белого цвета.

Задания . 1. Подумайте, почему раствор кислоты следует добавлять осторожно, по каплям. 2. Какое вещество выделилось при выпаривании раствора? Напишите его химическую формулу. 3. Составьте уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия. К какому типу эта реакция относится?

6.Взаимодействие кислот с нерастворимыми основаниями. Получите немного гидроксида меди (II). Для этого в две пробирки налейте пo 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте столько же раствора сульфата меди (II) или другой растворимой соли меди. В одну пробирку с полученным осадком добавьте до полного растворения соляную, а в другую - серную кислоту. В обеих пробирках образуется голубой раствор. Перенесите несколько капель полученных растворов на стеклянную пластинку и выпарьте. Выделяются кристаллики голубого цвета.

Задания. 1. Напишите химические формулы веществ, кристаллы которых выделились на стеклянных пластинках. 2. Составьте уравнения реакций, которые наблюдались в этом опыте.

7.Взаимодействие кислотных оксидов с водой и со щелочами. Опыт I. Налейте в пробирку примерно 5 мл воды, добавьте I-2 капли раствора фенолфталеина, а затем разбавленного раствора гидроксида натрия до появления слабого окрашивания. Пропустите через раствор избыток оксида углерода (IV). Происходит обесцвечивание.

Опыт 2. Налейте в пробирку 2-3 мл свежеприготовленной известковой воды и пропустите через нее оксид углерода (IV) до помутнения раствора.

Задания. 1. Поясните, почему в первом опыте произошло обесцвечивание раствора. Напишите уравнение соответствующей реакции. 2. Почему во втором опыте произошло помутнение раствора? Напишите уравнение реакции.

8.Получение и свойства гидроксида цинка . В две пробирки налейте по 1 мл раствора, содержащего 0,05 массовых долей, или 5%, гидроксида натрия, и затем добавьте раствор сульфата цинка до выпадения осадка. В одну пробирку с осадком добавьте избыток гидроксида натрия и встряхните. В другую пробирку прилейте серную или соляную кислоту. Для сравнения получите в двух пробирках гидроксид железа (III). К осадку в первой пробирке добавьте кислоту, а к осадку во второй - избыток щелочи.

Осадок гидроксида цинка реагирует как с кислотами, так и со щелочами, гидроксид железа (III) -только с кислотами.

Задания. 1. Напишите по два уравнения химических реакций, при помощи которых можно получить: а) гидроксид цинка; б) гидроксид железа (III). 2.Напишите уравнения реакций взаимодействия гидроксида цинка: а) с соляной кислотой; б) с гидроксидом натрия. Как называются такие гидроксиды?

	\|	следующая лекция ==>