Характеристика окислительно-восстановительных свойств серной кислоты. Получение тиосульфата натрия. Натрия тиосульфат Химические уравнения с тиосульфатом натрия

Цель занятия: экспериментальное определение факторов, влияющих на скорость химической реакции (катализаторы, площадь соприкосновения) и на химическое равновесие.

План занятия:

Материалы и оборудование: штатив с пробирками, стеклянная палочка, диет, вода, порошок: алюминия, иода, хлорида калия, растворы: хлорида железа (III), роданида калия, хлорида калия.

Лабораторный практикум

Опьгг 1. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

В сухую пробирку внести шпателем небольшое количество порошка алюминия и мелко растертого иода. Содержимое пробирки перемешать стеклянной палочкой, добавить каплю воды. Как влияет вода на скорость реакции? На основании опытов 1-3 сделать вывод о влиянии концентрации, температуры и катализатора на скорость химических реакций.

Опыт 2. Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ.

В пробирку влить приблизительно 1 мл 0, 0025 М раствора хлорида железа (III) и добавить такой же объем 0,0025 М раствора роданида калия. Как меняется окраска раствора? Полученный раствор разлить поровну в четыре пробирки. Одну пробирку оставить в качестве контрольной. Во вторую пробирку добавить несколько капель насыщенного раствора хлорида железа (III), в третью - несколько капель насыщенного раствора роданида калия, в четвертую - несколько кристалликов хлорида калия. Сравнить окраску растворов в пробирках. Составить уравнение происходящей обратимой реакции. Написать математическое выражение константы химического равновесия данного процесса Какие вещества находятся в растворе при состоянии химического равновесия? Какое вещество придает раствору красную окраску? Как изменяется интенсивность окраски раствора при добавлении хлорида железа(III), роданида калия, хлорида калия? В каком направлении смещается равновесие исследуемой системы при этом? Концентрацию каких веществ и как нужно изменить, чтобы сместить химическое равновесие вправо? Влево?

Вопросы и задания

1. В чем причина изменения скорости реакции при введении катализатора?

2. Какие реакции называются обратимыми? Чем характеризуется состояние химического равновесия? Что называется константой равновесия, от каких факторов она зависит?

3. Какими внешними воздействиями можно нарушить химическое равновесие? В каком направлении смешается равновесие при изменении температуры? Давления?

Лабораторная работа № 11

Тема: Основные закономерности протекания химических реакций.

Цель занятия: Получить и исследовать свойства наиболее распространенных простых веществ и соединений.

План занятия:

1. Повторить основные вопросы химической кинетики.

2. По заданию преподавателя провести лабораторный эксперимент.

Приборы и посуда: 1) Часы с секундной стрелкой или секундомер. 2) Мерный цилиндр емк. 20 мл.3) Термометр на 100°. 4) Запаян­ная стеклянная трубка с двуокисью азота 5) Штатив с за­жимом и кольцом. 6) Горелка. 7) Химические стаканы емк. 200 мл2 шт. 8) Асбестированная сетка. 9) Штатив с пробирками.

Реактивы: Хлористый калий КС1.

Раствора: 1) Серная кислота H 2 S0 4 (1:200). - 2) Серноватисто­кислый натрий Na2S20 3 (Ш н 1:200).

Лабораторный практикум

Опыт 1.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

а) К раствору Na 2 S 2 0 3 прилить немного H 2 SO 4 . Наблюдать наступающее помутнение раствора. Помутнение вызвано взаи­модействием гипосульфита и серной кислоты, в результате чего выделяется свободная сера. Реакция идет по уравнению

Na 2 S 2 0 3 + H 2 S0 4 = Na 2 S0 4 + SO 2 + H 3 0 + S

Время, которое проходит от начала реакции до заметного помутнения раствора, зависит от скорости реакции.

б) В три большие пробирки налить разбавленный (1:200)

раствор Na 2 S 2 O 3 в первую - 5 мл, во вторую -10мл,

в третью-15 мл. К содержимому первой пробирки добавить затем 10 мл воды и второй - 5 мл воды.

В три другие пробирки налить по 5 мл разбавленной (1:200) серной кислоты.

В каждую пробирку с Na 2 S 2 0s прилить при помешивании по 5 мл раствора H 2 S04 и точно отметить по секундной стрелке часов, через сколько секунд после приливания кислоты наблю­дается образование мути в каждой пробирке.

Сформулировать вывод о зависимости скорости реакции- от концентраций реагирующих веществ для данного опыта.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Для опыта взять растворы Na 2 S 2 0 3 и H 2 S0 4 тех же кон­центраций, что и в предыдущем опыте.

Налить в три большие пробирки по 10 мл раствора гипо­сульфита, в другие три пробирки - по 10мл серной кислоты и разделить их на три пары: по пробирке с Na 2 S 2 0 3 и с H 2 S0 4 в каждой паре.

Отметить температуру воздуха в лаборатории и время по секундной стрелке часов, слить вместе растворы первой пары пробирок и отметить, через сколько секунд появляется муть.

Вторую пару пробирок поместить в химический стакан с водой и нагреть до температуры на 10° выше комнатной. За тем­пературой следить по термометру, опущенному в воду. Слить со­держимое пробирок и отметить, через сколько секунд появится муть.

Повторить опыт с третьей парой пробирок, нагрев их в ста­кане с водой до температуры на 20° выше комнатной.

Записать результаты по следующей форме:

Составить график, иллюстрирующий зависимость скорости реакции от температуры для данного опыта. Для этого на оси абсцисс нанести в определенном масштабе температуру опытов, а на оси ординат величины, обратные времени появления мути (единица, деленная на число секунд).

Лабораторная работа № 8

Тема: Растворы. Приготовление растворов процентной концентрации

Цель занятия: приготовить растворы заданной процентной концентрации.

План занятия:

1. Повторить основные вопросы химической кинетики.

2. По заданию преподавателя провести лабораторный эксперимент.

Лабораторный практикум

Опыт1. Приготовление 10 % - ного раствора хлорида натрия массой 50 г.

Вычислить, какая масса хлорида натрия требуется для приготовления 10 % - ного раствора массой 50 г. Отвесить в предварительно взвешенном бюксе эту массу соли на технохимических весах с точностью до 0,01 г. Рассчитать, какой объем воды необходим для растворения взятой навески. Отмерить мензуркой этот объем воды и растворить в нем отвешенную соль. Полученный раствор вылить в мерный цилиндр и определить ареометром плотность раствора, а затем массовую долю хлорида натрия. Вычислить погрешность опыта

Контрольные вопросы и задачи.

1. Что такое раствор? Что называется растворителем?

2. Как можно ускорить процесс растворения? Какие явления сопровождают растворение?

3. Что такое кристаллогидраты и кристаллизационная вода? Как выражают зависимость растворимости твердых веществ от температуры? Как изменяется растворимость газов с повышением температуры и давления?

4. Что называется концентрацией раствора? Какие растворы называются молярными, нормальными?

Лабораторная работа № 9

Тема: Приготовление растворов молярной и нормальной концентрации.

Цель занятия: приготовить растворы заданной молярной и нормальной концентрации.

План занятия:

1. Повторить основные вопросы химической кинетики.

2. По заданию преподавателя провести лабораторный эксперимент.

Материалы и оборудование: набор ареометров, мерный цилиндр на 500 мл, крист: хлорид натрия, кристаллогидрат хлорида бария, растворы: серной кислоты, соляной кислоты.

Лабораторный практикум

Тиосерная кислота - неорганическое соединение, двухосновная сильная кислота с формулой H 2 SO 3 S, бесцветная вязкая жидкость, реагирует с водой. Термически неустойчива.Быстро, но не мгновенно, разлагается в водных растворах. В присутствии серной кислоты разлагается мгновенно.

Образует соли - тиосульфаты.Тиосульфа́ты - соли и сложные эфиры тиосерной кислоты, H 2 S 2 O 3 . Тиосульфаты неустойчивы, поэтому в природе не встречаются. Наиболее широкое применение имеют тиосульфат натрия(Na 2 S 2 O 3) и тиосульфат аммония ((NH 4) 2 SO 3 S).

Получение тиосерной кислоты: 1) Реакция сероводорода и триоксида серы в этиловом эфире при низких температурах: ; 2) Действие газообразного хлористого водорода на тиосульфат натрия:

Химические свойства тиосерной кислоты:

1)Термически очень неустойчива:

2)В присутствии серной кислоты разлагается:

3)Реагирует с щелочами:

4)Реагирует с галогенами:

Тиосульфаты получаются:

1) при взаимодействии растворов сульфитов с сероводородом:

2)При кипячении растворов сульфитов с серой:

3)При окислении полисульфидов кислородом воздуха: ,

Химические свойства тиосульфатов:

1)При нагревании до 220 °C распадается по схеме:

2)Тиосульфаты - сильные восстановители:С сильными окислителями, например, свободным хлором, окисляется до сульфатов или серной кислоты:

3)Более слабыми или медленно действующими окислителями, например, иодом, переводится в соли тетратионовой кислоты:

4)Выделить тиосерную кислоту (тиосульфат водорода) реакцией тиосульфата натрия с сильной кислотой невозможно, так как она неустойчива и тут же разлагается:

5)Расплавленный кристаллогидрат Na 2 S 2 O 3 ·5H 2 O очень склонен к переохлаждению.

Практическое применение тиосульфата натрия: в фотографии,аналитической и органической химии,горнорудной промышленности, текстильной и целлюлозно-бумажной промышленности, пищевой промышленности, медицине.

Биологическая роль серы: Как и элементы органогены, сера в виде отдельного элемента не обладает биологическим значением. Ее биологическая роль состоит в том, что она входит в структуру таких аминокислот, как цистеин и метионин, которые и выполняют в животных организмах (в том числе у человека), ряд незаменимых функций.

Круговорот серы в природе: Растения получают ее из почвы в виде серной кислоты; во всяком другом виде сера для зеленых растений недоступна. В теле растения серная кислота путем сложных, пока еще не разъясненных химических преобразований служит материалом для построения белковых веществ, в которых сера находится уже в совершенно иной форме, чем в серной кислоте. В то время, как сера в виде серной кислоты соединена с кислородом, газом, находящимся в воздухе и поддерживающим всякое горение и дыхание, в белках сера уже оторвана от кислорода и соединена с другим элементом с углеродом, который сам по себе представляет обыкновенный уголь. При разложении белков после смерти животного или растения, гнилостные бактерии отрывают серу из белков и выпускают ее в соединении с новым элементом водородом. В таком соединении сера представляет собой тот отвратительный вонючий газ, обладающий запахом тухлых яиц, который всегда образуется при гниении белков и о котором уже была речь раньше. В виде сероводорода сера и попадает в почву.

15. Химия элементов 5 А группы. Распространенность в природе, минералы. Водородные и кислородные соединения. Оксиды и гидроксиды различных степеней окисления. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений мышьяка, сурьмы и висмута в степенях окисления +3 и +5.

Химия элементов 5 А группы: В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi . Элементы главной подгруппы V группы, имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Все элементы подгруппы азота имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5 . Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь с водородом менее полярна,чем связь с водородом халькогенов и галогенов. Водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода, иными словами, не обладают кислотными свойствами. Первые представители подгруппы - азот и фосфор - типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут - типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы - подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

Распространенность в природе, минералы. Азот - важнейшая составная часть атмосферы (78% ее объема). В природе встречается в белках, в залежах нитрата натрия. Природный азот состоит из двух изотопов: 14 N (99,635% массы) и 15 N (0,365% массы).Фосфор входит в состав всех живых организмов. В природе встречается в виде минералов. Фосфор широко применяется в медицине, сельском хозяйстве, авиации, при добыче драгметаллов.Мышьяк, сурьма и висмут распространены достаточно широко, в основном в виде сульфидных руд. Мышьяк - один из элементов жизни, способствующий росту волос. Соединения мышьяка ядовиты, но в малых дозах могут оказывать лечебное свойства. Мышьяк применяется в медицине и ветеринарии.

Водородные и кислородные соединения.1)Для азота известны оксиды , отвечающие всем его положительным степеням окисления (+1,+2,+3,+4,+5): N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 . При обычных условиях азот с кислородом не взаимодействует, только при пропускании через их смесь электрического разряда. Молекула азотной кислоты HNO 3 состоит из трех элементов, соединенных между собой ковалентными связями. Это молекулярное вещество, содержащее предельно окисленный атом азота. Однако валентность азота в кислоте равна четырем вместо обычной степени окисления азота. Аммиак - одно из важнейших водородных соединений азота. Он имеет огромное практическое значение. Жизнь на Земле во многом обязана некоторым бактериям, которые могут перерабатывать азот воздуха в аммиак.2)Соединения фосфора с водородом представляет собой газообразный фосфористый водород, или фосфин PH 3 (бесцветный ядовитый газ с чесночным запахом, воспламеняется на воздухе). У фосфора несколько оксидов: оксид фосфора (III) P 2 O 3 (белое кристаллическое вещество, образуется при медленном окислении фосфора в условиях недостатка кислорода, ядовит) и оксид фосфора (V) P 2 O 5 (образуется из P 2 O 3 при его нагревании, растворим в воде с образованием фосфористой кислоты средней силы) наиболее важные. Наиболее характерный свойством второго является гигроскопичность (поглощение паров воды из воздуха), при этом он расплывается аморфную массу HPO 3 . При кипячении P 2 O 5 образуется фосфорная кислота H 3 PO 4 (белое кристаллическое вещество, расплывается на воздухе, t пл =42,35 о С,не ядовита, растворима в воде, электролит, получают, окисляя 32%-ую азотную кислоту). Фосфаты почти всех металлов (кроме щелочных) нерастворимы в воде. Дигидрофосфаты хорошо растворимы в воде.

Оксиды и гидроксиды различных степеней окисления. N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 ,P 2 O 3, P 2 O 5, P 2 O 3,As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5, Вi2О3, Вi2О5, Вi(ОН)3.

Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений мышьяка, сурьмы и висмута в степенях окисления +3 и +5.

Азот, нахождение в природе. Соединение с водородом,галогенами, кислородом. Аммиак, получение, свойства и его соли. Азотоводородная кислота, соли азиды. Амиды, имиды и нитриды металлов.Биологическая роль азота.

Азо́т - 1s 2 2s 2 2p 3. Элемент 15-й группы (по устаревшей классификации - главной подгруппы пятой группы) второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером7. Обозначается символом N . Простое вещество азот - достаточно инертный при нормальных условиях двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха (формула N 2), из которого на три четверти состоит земная атмосфера.

Нахождение в природе: В большой части азот находится в природе в свободном состоянии. Свободный азот является главной составной частью воздуха, который содержит 78, 2 % (об.) азота. Над одним квадратным километром земной поверхности в воздухе находиться 8 млн. т азота. Общее содержание его в земной коре оценивается величиной порядка 0.03 мол. доли, % . Азот входит в состав сложных органических соединений- белков, которые входят в состав всех живых организмов. В результате отмирания последних и тления их останков образуются более простые азотные соединения, которые при благоприятных условиях, (главным образом - отсутствие влаги) могут накапливаться. Именно такого происхождения, по – видимому, залежи NaNO3в Чили, имеющие некоторое промышленное значение в производстве связанного азота, то есть в виде соединений. Также в природе встречается такой минерал, как индийская селитра K NO3 . По словам известного советского микробиолога В. Л. Омелянского, «азот более драгоценен с общебиологической точки зрения, чем самые редкие из благородных металлов».

Соединение с водородом,галогенами, кислородом:1) Аммиак - соединение азота с водородом. Имеет важное значение в химической промышленности. Формула аммиака - NH5.2) Азотная кислота HNO3 - сильная одноосновная кислота. В разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н* и NO.3) С галогенами азот непосредственно не реагирует, косвенными путями получены NF 3 , NCl 3 , NBr 3 и NI 3 , а также несколько оксигалогенидов (соединений, в состав которых, кроме азота, входят атомы и галогена, и кислорода, например, NOF 3).Галогениды азота неустойчивы и легко разлагаются при нагревании (некоторые - при хранении) на простые вещества. Так, NI 3 выпадает в осадок при сливании водных растворов аммиака и иодной настойки. Уже при легком сотрясении сухой NI 3 взрывается:2NI 3 = N 2 + 3I 2 . 4) Для азота известны окислы, по составу формально отвечающие всем валентностям от. единицы до пяти: N2 O – закись азота, NO – окись азота, N2 O3 – азотистый ангидрид, NO2 – двуокись азота, N2 O5 – азотный ангидрид.

Аммиак, получение, свойства и его соли.Аммиак - соединение азота с водородом. Имеет важное значение в химической промышленности. Формула аммиака - NH5.

Получение аммиака

1) В промышленности получение аммиака связано с прямым его синтезом из простых веществ. Как уже отмечалось, источником азота служит воздух, а водород получают из воды.3H 2 + N 2 -> 2NH 3 + Q .2) Получение аммиака в лабораторных условиях производят из смеси твёрдого хлорида аммония (NH 4 Cl) и гашенной извести. При нагревании интенсивно выделяется аммиак.2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 -> CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O.

Свойства аммиака: 1)присоединяет протон, образуя ион аммония:

2) Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

3) Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

4) Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

5) При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

6) Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

7) С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

Соли аммиака: Соли аммония - твёрдые кристаллические вещества, не имеющие окраски. Почти все они растворяются в воде, и им характерны все те же свойства, которые имеют известные нам соли металлов. Они взаимодействуют со щелочами, при этом выделяется аммиак.
NH 4 Cl + KOH -> KCl + NH 3 + H 2 O
При этом, если дополнительно воспользоваться индикаторной бумагой, то эту реакцию можно использовать - как качественную реакцию на соли аммония . Соли аммония взаимодействуют с другими солями и кислотами. Например,
(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 -> BaSO 4 + 2NH 4 Cl
(NH 4) 2 CO 3 + 2HCl 2 -> 2NH 4 Cl + CO 2 + H 2 O
Соли аммония неустойчивы к нагреванию. Некоторые из них, например хлорид аммония (или нашатырь), - возгоняются (испаряются при нагревании), другие, например нитрит аммония, - разлагаются
NH 4 Cl -> NH 3 + HCl
NH 4 NO 2 -> N 2 + 2H 2 O
Последняя химическая реакция - разложение нитрита аммония - используется в химических лабораториях для получения чистого азота.

Азотоводородная кислота, соли азиды. Азо́тистоводоро́дная кислота́ , азоими́д , HN 3 - кислота, соединение азота с водородом. Бесцветная, летучая, чрезвычайно взрывоопасная (взрывается при нагреве, ударе или трении) жидкость с резким запахом. Очень токсична. Её хорошо растворимые соли тоже очень ядовиты. Механизм токсичности аналогичен цианидам (блокирование цитохромов). Азиды- химические соединения, содержащие одну или несколько групп - N 3 , производные азотистоводородной кислоты (См.Азотистоводородная кислота) HN 3 . К неорганическим А. относятся соли HN 3 [например, А. натрия NaN 3 , А. свинца Pb(N 3) 2 ], галогеназиды (например, хлоразид CIN 3) и др. Большинство неорганических А. взрывается при лёгком ударе или трении даже во влажном состоянии; таков, например, Азид свинца, применяющийся как инициирующее взрывчатое вещество. Исключение составляют NaN 3 и др. соли щелочных и щёлочноземельных металлов. Исходным материалом для получения др. солей HN 3 , а также самой кислоты обычно служит А. натрия, получаемый пропусканием закиси азота через расплавленный амид натрия: NaNH 2 + ON 2 = NaN 3 +H 2 O. Все органические А., алкильные и арильные (общей формулы RN 3) или ацильные ( 2)N 3 .

Амиды, имиды и нитриды металлов.

Амиды металлов MeNH 2 - соединения, содержащие ионы NH 2 − . Амиды являются аналогами гидроксидов, но являются более сильными основаниями. Некоторые амиды растворяются в аммиаке, причем амид растворим в аммиаке так же, как и гидроксид этого металла в воде. Аммиачные растворы амидов проводят электрический ток.В амиде один или два атома водорода могут быть замещены на органические радикалы, как, например, в диизопропиламиде лития LiN(C 3 H 7) 2

ИМИДЫ МЕТАЛЛОВ -соед. общей ф-лы М2/nNН, где п - степень окисления металла М. Легко гидролизуются водой, образуя гидроксид металла и NH3. При нагр. переходят в нитриды металлов или разлагаются на своб. металл, N2 и Н2. Получают имиды металлов нагреванием амидов металлов в вакууме при 400-600 °С. Известно небольшое число имидов металлов. Наиб. изучен имид лития Li2NH, к-рый существует в двух кристаллич. модификациях; до 83 °С устойчива форма с тетрагон. решеткой (а = 0,987 нм, b = 0,970 нм, с = 0,983 нм, z = 16; плотн. 1,20 г/см3), выше 83°С - с кристаллич. решеткой типа антифлюорита (плотн. 1,48 г/см3). Получено множество орг. производных имидов металлов, в к-рых атом водорода замещен на орг. pадикал. П. И.Чукуров.
Нитриды - соединения азота с менее электроотрицательными элементами, например, с металлами (AlN;TiN x ;Na 3 N;Ca 3 N 2 ;Zn 3 N 2 ; и т. д.) и с рядом неметаллов (NH 3 , BN, Si 3 N 4).

Соединения азота с металлами чаще всего являются тугоплавкими и устойчивыми при высоких температурах веществами, например, эльбор. Нитридные покрытия придают изделиям твёрдость, коррозионную стойкость; находят применение в энергетике, космической технике.

Биологическая роль азота. Ч истый (элементарный) азот сам по себе не обладает какой-либо биологической ролью. Биологическая роль азота обусловлена его соединениями. Так в составе аминокислот он образует пептиды и белки (наиболее важный компонент всех живых организмов); в составе нуклеотидов образует ДНК и РНК (посредством которых передается вся информация внутри клетки и по наследству); в составе гемоглобина участвует в транспорте кислорода от легких по органам и тканей.

Берем тиосульфат натрия и три кислоты (серную, соляную и ортофосфорную):

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O

Na2S2O3 + 2 HCl = 2 NaCl + SO2 + S + H2O

3 Na2S2O3 +2 H3РO4 = 2 Na3РO4 + 3 SO2 + 3 S + 3 H2O

Наливаем в три пробирки по 8 мл раствора тиосульфата натрия. В первую пробирку с раствором тиосульфата натрия наливаем 8 мл серной кислоты, быстро перемешиваем и засекаем время в секундах от начала реакции до помутнения раствора. Чтобы лучшее заметить окончание реакции, с противоположной стороны стенки пробирки приклеиваем полоску черной бумаги. Отчет времени заканчиваем в момент, когда эта полоска не будет просматриваться сквозь помутневший раствор.

Аналогично проводим опыты с другими кислотами. Результаты заносим в таблицу (приложение 1, таблица 1). Скорость реакции определяем как величину, обратно пропорциональную времени: υ = 1/ t. На основании таблицы строим график зависимости скорости реакции от природы реагирующих веществ (приложение 2, график 1).

Вывод: таким образом, природа кислот оказывает влияние на скорость химической реакции. А, так как сила кислот определяется концентрацией ионов водорода, то скорость реакции зависит и от концентрации реагирующих веществ.

Б. Рассмотрим реакцию взаимодействия различных металллов с соляной кислотой. Скорость реакции будем определять по объему выделившегося водорода, который собираем методом вытеснения воды (приложение 3, рисунок 1).

В четыре пробирки поместим по 0, 05 г. металлов: магния, цинка, железа и меди. Поочередно в каждую пробирку (а) наливаем одинаковые объемы соляной кислоты (1:2). Водород, который будет быстро веделяться, поступит в пробирку (б). Отмечаем время, за которое пробирка заполняется водородом. На основании результатов (приложение 4, таблица 2) строим график зависимости от природы реагирующих веществ (приложение 4, график 2).

Вывод: не все металлы могут взаимодействовать с кислотами путем выведения водорода. Металлы, вытесняющие водород из растворов кислот, расположены в ряду Н.Н. Бекетова до водорода, а металлы, которые водород не вытесняют – после водорода (в нашем случае это медь). Но и первая группа металлов различаются по степени активности: магний-цинк-железо, поэтому и интенсивность выделения водорода различна.

Таким образом, скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ.

2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации взаимодействующих веществ.

Цель. Установить графическую зависимость влияния концентрации на скорость реакции.

Для проведения опыта используем те же растворы тиосульфата натрия и серной кислоты, которыми пользовались в первом опыте (А).

В пронумерованные пробирки наливаем указанные количества миллилитров раствора тиосульфата натрия и воды. Вливаем в первую пробирку 8 мл раствора серной кислоты, быстро перемешиваем и замечаем время от начала реакции до помутнения раствора (смотри опыт 1 А). Проводим аналогичные опыты с остальными пробирками. Результаты заносим в таблицу (приложение 6, таблица 3), на основании которых строим график зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ (приложение 7, график 3). Аналогичный результат мы получили, оставляя постоянной концентрацию тиосульфата натрия, но меняя концентрацию серной кислоты.

Вывод: таким образом, скорость химической реакции зависимт от концентрации реакнгирующих веществ: чем выше концентрация, тем скорость реакции больше.

3. Зависимость скорости химической реакции от температуры.

Цель: проверить, зависит ли скорость химической реакции от температуры.

Опыт проводим с растворами тиосульфата натрия и серной кислоты (смотри опыт 1), дополнительно готовим химический стакан, термометр.

В четыре пробирки наливаем 8 мл раствора тиосульфата натрия, в 4 другие – 8 мл раствора серной кислоты. Все пробирки помещаем в стакан с водой и измеряем температуру воды. Через 5 минут вынимаем две пробирки с растворами тиосульфата натрия и серной кислоты, сливаем их, перемешиваем и замечаем время до помутнения раствора. Стакан с водой и пробирками нагреваем на 10оС и повторяем опыт со следующими двумя пробирками. Проводим такие же опыты с остальными пробирками, повышая каждый раз температуру воды на 10оС. Полученные результаты записываем в таблицу (приложение 8, таблица 4) и строим график зависимости скорости реакции от температуры (приложение 9, график 4).

Вывод: данный эксперимент позволил сделать вывод, что скорость химической реакции увеличивается с повышением температуры на каждые 10оС в 2–4 раза, т.е. доказал справедливость закона Вант-Гоффа.

4. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

Цель: проверить, зависит ли скорость химической реакции от катализатора, и обладают ли катализаторы специфичностью.

А. Для проверки специфичности катализатора мы использовали реакцию разложения перекиси водорода: 2Н2О2 = 2Н2О + Н2. Брали 3% раствор, разложение перекиси водорода идет очень слабо, даже опущенная в пробирку тлеющая лучинка не разгорается. В качестве катализаторов мы брали диоксид кремния SiO2, диоксид марганца MnO2, перманганат калия KМnO4, хлорид натрия NaCl. Только при добавлении порошка оксида марганца (IV) произошло бурное выделение кислорода, тлеющая лучинка, опущенная в пробирку, ярко разгорелась.

Таким образом, катализаторы – это вещества, которые ускоряют химическую реакцию, и, чаще всего, для конкретной реакции необходим «свой» катализатор.

5. Кинетика каталитического разложения перекиси водорода.

Цель: выяснить зависимость скорости реакции от концентрации веществ, температуры и катализатора.

Разложение очень слабого раствора пероксида водорода начинается под влиянием катализатора. С течением реакции концентрация перекиси водорода уменьшается, о чем можно судить по количеству выделяющегося кислорода в единицу времени. Опыт проводим в приборе (приложение 10, рисунок 2): в пробирку помещаем 0,1 г порошка двуокиси марганца, присоединяем ее к резиновой трубке, в колбу наливаем 40 мл 3-процентного раствора перекиси водорода, соединяем с помощью резиновой трубки с пробиркой. Заполняем цилиндр (бюретку) водой, опускаем в кристаллизатор, закрепляем в зажиме штатива вертикально, подводим под него газоотводную трубку от колбы Вюрца. Без катализатора выделение кислорода не наблюдаем. После добавления двуокиси марганца каждую минуту в течение 10 минут отмечаем и записываем в таблицу объем выделившегося кислорода (приложение 11, таблица 5). На основании данных строим график зависимости объемов выделившегося кислорода от времени (приложение 12, график 5)

6. Влияние поверхности соприкосновения реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Цель. Выяснить, влияет ли поверхность соприкосновения реагирующих веществ на скорость гетерогенной химической реакции.

На весах взвесили одинаковое количество (0,5 г) мела (СаСО3) в виде кусочка и порошка, поместили навески в две пробирки, в которые налили одинаковое количество соляной кислоты (1:2). Наблюдаем выделение углекислого газа, при чем в первой пробирке (мел в виде кусочка) реакция идет менее энергично, чем во второй (мел в виде порошка) (приложение 13, фотографии 1,2): СаСО3 + 2 HCl = CaCl2 + CO2 + H2O

Наблюдаемый признак реакции - образование бело-желтой мути (нерастворимая сера). Тиосерная кислота неустойчива (см. уравнение реакции!), поэтому ее получают взаимодействием тиосульфата натрия с разбавленной серной кислотой:

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 3 + Na 2 SO 4

т.е. суммарная реакция:

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = S + SO 2 + H 2 O + Na 2 SO 4

Проведение реакции: В 2 одинаковых стакана налить по 20 мл 2М серной кислоты. В 1 из стаканов добавить 80 мл воды (уменьшаем концентрацию кислоты). Одновременно прилить в оба стакана (из 2 других стаканов или цилиндров) 20 мл 2М тиосульфата натрия.

Что наблюдать: В каком из стаканов муть образуется быстрее?

Катализ

В основе эксперимента - реакция разложения пероксида водорода

H 2 O 2 = H 2 O + 1/2O 2

ускоряющаяся в присутствии диоксида марганца, а также некоторых солей тяжелых металлов, фермента каталазы и др. Наблюдаемый признак реакции - выделение пузырьков газа, в котором ярко вспыхивает тлеющая лучина.

Проведение реакции: В высокий цилиндр (на 100 мл) налить 10 мл 30% Н 2 О 2 . Быстро всыпать порошок MnO 2 (вариант - капнуть несколько капель крови). Внести в цилиндр тлеющую лучину.

Катализ

В основе эксперимента - каталитическое окисление аммиака на оксиде хрома.

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Наблюдаемый признак реакции - искры (раскаливание частиц оксида хрома за счет экзотермического теплового эффекта реакции и их свечение).

Проведение реакции: Большую плоскодонную колбу (500 мл) тщательно ополоснуть изнутри концентрированным раствором аммиака (таким образом в ней создается высокая концентрация паров аммиака). Сбрасывать в нее нагретый в железной ложечке оксид хрома (III).

Простой модельный эксперимент, сразу на несколько тем.

В сухой химический стакан (можно использовать простые одноразовые пишевые стаканчики) поместите одинаковые количества (примерно с горошину каждого) сухих лимонной кислоты и пищевой соды (гидрокарбоната натрия).

Реакция не идет без воды, и при добавлении нескольких капель воды смесь "вскипает".

NaHCO 3 + H 3 (C 5 H 5 O 7) = Na 3 (C 5 H 5 O 7) + CO 2 + H 2 O

Можно провести такую же реакцию, заменив соду на мел. Это доказывает, что реакция сводится к взаимодействию карбонат-иона с протоном:

CO 3 2- + 2H + = H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O

Затем в одном стакане мы готовим насыщенный раствор соды (ее растворимость 9,6 г на 100 г воды при комнатной температуре). В два других стакана мы помещаем лимонную кислоту - в первый объемом со спичечную головку, во второй примерно в 5 раз больше. Наливаем в оба стакана по 10 мл воды и растворяем кислоту при перемешивании. В оба стакана с лимонной кислотой одновременно добавляем по 5 мл насыщенного раствора гидрокарбоната натрия. Видно, что в стакане, где концентрация лимонной кислоты выше, выделение газа более интенсивное. Вывод: скорость реакции пропорциональна концентрации реагентов.

1. Влияние концентрации на скорость реакции тиосульфата натрия с серной кислотой . В три пробирки налейте 0,1 н. раствор тиосульфата натрия: в первую – 5 мл, во вторую – 10 мл и третью – 15 мл. После этого в первую пробирку добавьте 10 мл, а во вторую – 5 мл дистиллированной воды. Затем в три другие пробирки налейте по 5 мл 0,1 н. раствора серной кислоты. Слейте попарно приготовленные растворы, в результате чего произойдет реакция

Na 2 S 2 O 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O+S

С помощью секундомера отметьте, через какое время появляется сера в каждой пробирке. Результаты запишите в следующую таблицу:

Таблица 9.1

Какой вывод можно сделать из полученных данных?

2. Зависимость скорости реакции от температуры . Влияние температуры на скорость реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. Приготовьте шесть одинаковых стаканов. В три стакана налейте по 15 мл 0,1 н. раствора тиосульфата натрия, а в другие три стакана – по 15 мл 0,1 н. раствора серной кислоты. Нагрейте на водяной бане одну пару стаканов с растворами тиосульфата натрия и серной кислоты до температуры на 10°С выше, а другую пару стаканов на 20°С выше комнатной в течение 15–20 мин, контролируя температуру воды термометром. Пока растворы нагреваются, слейте оставшиеся растворы тиосульфата натрия и серной кислоты при комнатной температуре. Отметьте время появления серы в стаканах. То же проделайте и с подогретыми растворами. Полученные данные запишите в таблицу:

Таблица 9.2

Какие выводы можно сделать относительно влияния температуры на скорость реакции из полученных результатов?

3. Изучение скорости реакции разложения перекиси водорода . Перекись водорода самопроизвольно медленно разлагается в соответствии с уравнением: Н 2 О 2 =Н 2 О+1/2О 2 . Скорость этого процесса можно увеличить введением катализатора и оценивать количеством выделенного кислорода за определенный промежуток времени. Опыт проводится в приборе, изображенном на рис. 2. Налейте через воронку в бюретку воды приблизительно до нулевого деления, плотно закройте отверстие бюретки пробкой со стеклянной трубкой. В одно колено сосуда Ландольта налейте с помощью воронки 1 мл раствора хлорида железа III – катализатор. В другое колено с помощью воронки налейте перекись водорода заданной преподавателем концентрации. Затем соедините сосуд Ландольта с бюреткой при помощи пробки с газоотводной трубкой. Проверьте герметичность прибора. Поместите сосуд Ландольта в термостат с заданной температурой и выдержите 10–15 мин. Установите одинаковый уровень воды в уравнительной воронке и бюретке, запишите величину уровня. Наклоняя сосуд Ландольта, приведите перекись водорода в контакт с катализатором. Через каждые 1–2 мин в течении 30 мин измеряйте объем выделенного кислорода V τ . Результаты измерений запишите в табл. 9.3.

Таблица 9.3

После полного разложения перекиси водорода сосуд Ландольта охладите до начальной температуры термостата, и вновь измерьте объем полностью выделенного кислорода V ∞ . По данным табл. 9.3 и по формуле

произведите расчет константы скорости реакции. Построить график зависимости:

Определите по тангенсу угла наклона прямой к оси абсцисс константу скорости реакции и сравните со среднеарифметическим значением (9.17). Целесообразно проводить опыты при двух температурах: 15–25°С и 30–40°С.

По значениям константы скорости реакции для двух температур по формуле:

где R=8,314 Дж/моль∙К, рассчитайте энергию активации реакции разложения перекиси водорода.

4. Влияние концентрации реагентов на химическое равновесие . При взаимодействии раствора хлорида железа (III) с роданидом калия образуются растворимые вещества и изменяется окраска растворов. Реакция обратимая:

FeCl 3 +3KCNS Fe(CNS) 3 +3KCl

Записать в таблице цвета растворов всех веществ системы:

Таблица 9.4.

Смешать в пробирке по 5 мл растворов хлорида железа (III) и роданида калия. Отметить окраску полученного раствора. Указать вещество, сообщившее окраску системе. Разлить полученный раствор в четыре пробирки по возможности равными частями. В первую пробирку добавить немного концентрированного раствора хлорного железа, во вторую – раствора роданида калия, в третью – немного кристаллического хлорида калия. Четвертую пробирку оставить для сравнения. Сравнить окраску растворов в пробирках и укажите, в каком направлении сместилось равновесие при добавлении FeCl 3 , KSCN и KCl. Составить уравнение для константы равновесия изученной реакции.

5. Влияние изменения температуры на химическое равновесие . При действии иода на крахмал образуется непрочное соединение сложного состава, окрашенное в синий цвет. Равновесие системы можно условно изобразить следующим уравнением:

Крахмал + иод иодокрахмальный комплекс

Налить в пробирку 2-3 мл раствора крахмала и добавить несколько капель иодной воды до появления синей окраски раствора. Нагреть пробирку до посветления раствора, а затем охладить до возвращения синей окраски. Определить какая реакция (прямая или обратная) является экзотермической, какая эндотермической. Объяснить изменение цвета при нагревании и охлаждении.