reforef.ru 1 2 3 4
31


реакция, скорость которой можно измерить с помощью обычного
секундомера (или часов с секундной стрелкой). Одна работа выполняется
несколькими студентами, один из которых занимается измерением времени
протекания реакции. Эта реакция:

Na2S2O3 + 2НСl → 2NaCl + S↓ + SO2↑ + H2O

Выпадение осадка серы наблюдается как постепенное помутнение
прозрачного раствора.

Экспериментальная часть

1. Определение зависимости скорости реакции от концентрации

реагентов

Порядок проведения работы


  1. Приготовить -15 мл раствора тиосульфата натрия концентрации
    приблизительно 1М и налить в 3 пробирки ровно по 3 мл (остаток
    обязательно сохранить и использовать, если раствора этой концентрации в
    дальнейшем не хватит для опытов).

  2. Одну из трех пробирок оставить без изменений, в другую долить
    ровно 3 мл воды, в третью - ровно 6 мл и тщательно перемешать. Таким
    образом, получаются растворы соли концентраций С, С/2 и С/3.

  3. Аналогичным образом приготовить 3 пробирки с растворами
    соляной кислоты концентраций С', C/2, С'/З.

  4. В отдельной пробирке смешивать по 1 мл раствора соли каждой
    концентрации с I мл раствора кислоты каждой концентрации (т.е. всего 9
    экспериментов), в момент смешения растворов начинать отсчет времени.

  5. Отсчет времени прекращается, когда в растворе достаточно
    отчетливо появляется опалесценция (помутнение). Результат в секундах
    заносится в таблицу (табл. 3.1) в соответствии со смешиваемыми
    концентрациями.

  6. По результатам определения времени протекания реакции
    построить графики в координатах «концентрация - время» (три строки или


32

три столбца из таблицы измерения времени для разных концентраций
растворов соли и кислоты).

1.7. Сделать вывод о том, как зависит скорость реакции от концентрации каждого из взаимодействующих веществ.
Таблица 3.1.




C

С/2

С/3

С'










С/2










С'/З










2. Смещение равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье

Порядок проведения работы

2.1 Приготовить 2-3 мл раствора бихромата калия произвольной концентрации.

Отметить цвет раствора. Эта соль, как любая соль пиро-кислоты, при взаимодействии с водой подвергается обратимой реакции гидролиза:

К2Сг2О7 + Н2О ↔ К2СгО4 + Н2СгО4

Продуктами гидролиза являются хромовая кислота и хромат калия,
который имеет другой цвет раствора.

2.2. Добавить несколько капель КОН к раствору бихромата калия и

отметить изменение цвета раствора. В какую сторону сместилось равновесие?


2.3. Теперь в этот же раствор добавить несколько капель любой кислоты,
лучше всего серной. Какой цвет стал у раствора и почему?

2.4. Приготовить 2-3 мл раствора хромата калия произвольной
концентрации. Отметить цвет раствора.

2.5. Добавить к этому раствору несколько капель серной кислоты. Как
изменился цвет раствора? Почему?

Ответ на последний вопрос будет ясен, если знать механизм образования

пиро-кислот из орто-кислот, с которыми мы чаще всего имеем дело:


2СЮ4 ↔ Н2Сг2О7 + Н2О.


33

Серная кислота, добавленная в раствор, является весьма гидрофильным
соединением и «оттягивает» воду к себе. Куда после этого смещается
равновесие?

2.6. В этот же раствор добавить несколько капель КОН. Что произошло с
цветом раствора и почему?

Таким образом, меняя кислотность или основность раствора (т.е.
оказывая внешнее воздействие), мы можем сдвигать равновесие в нужную
сторону.

Контрольные вопросы


  1. Что такое скорость реакции?

  2. От каких факторов зависит скорость реакции?

  3. Что такое химическое равновесие?

  4. Можем ли мы по своему усмотрению влиять на положение
    химического равновесия?

  5. Различаются ли выражения закона действующих масс для гомогенных
    и гетерогенных реакций?

Лабораторная работа №6
Свойства малорастворимых соединений


Цель работы - ознакомиться с классификацией химических соединений,
провести опыты по получению и установлению основных физических и
химических свойств нерастворимых в воде соединений, научиться описывать
характерные особенности протекающих реакций.

Классификация химических соединений

Химические соединения делятся на 4 основных класса: оксиды, кислоты,

основания и соли. Оксиды представляют собой соединения элементов с

кислородом. Один и тот же химический элемент может иметь несколько

34.

оксидов, в которых элемент имеет разную степень окисления. Такие
элементы являются р- или d-элементами и относятся соответственно к
неметаллам или переходным металлам. Оксиды при взаимодействии с водой
образуют два других класса химических соединений: оксиды металлов при
растворении в воде образуют основания, оксиды неметаллов и переходных
металлов в высших степенях окисления при растворении в воде образуют
кислоты. В свою очередь при взаимодействии кислот и оснований
образуются соли. Рассмотрим характеристики классов химических
соединений более подробно.

1. С позиций теории электролитической диссоциации основаниями
называются соединения, которые при растворении в воде диссоциируют на
положительные ионы металлов и отрицательно заряженные гидроксилъные
группы ОH. Исключением из этого правила является основание NH4ОН
(гидроксид аммония), которое не содержит в своем составе атомов металлов.
По агрегатному состоянию основания - твердые кристаллические вещества.
Они делятся на растворимые в воде, малорастворимые и нерастворимые.
Растворимые основания называются щелочами, к ним относятся гидроксиды
щелочных металлов, а также гидроксиды кальция, стронция и бария. К мало-
и нерастворимым основаниям принадлежат гидроксиды магния, цинка, олова,
меди (II), свинца, железа (П) и железа (Ш), алюминия и хрома. Некоторые из
них - например Zn(OH)2, А1(ОН)з, Сu(ОН)2 и Fe(OH)3 - являются
амфотерными гидроксидами, т.е. могут проявлять .также и кислотные
свойства..
Способы получения оснований

1. Действием воды на щелочные металлы и на кальций, стронций и
барий:

2Na + 2Н2О = 2NaOH + H2

Ва + 2Н20 = Ва(ОН)2 + H2

в результате чего образуются щелочи и водород.


35

2. Действием воды на оксиды щелочных металлов и названных в
предыдущем пункте щелочно-земелъных металлов с образованием щелочей:

К2О + Н2О = 2КОН
СаО + Н2О = Са(ОН}2

3. Действием щелочи на растворимую в воде соль с образованием
другой растворимой соли и нерастворимого основания:

CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2

FeCI3+ 3KOH = 3KC1 + Fe(OH)3

Исключением из этого правила служит реакция насыщенного раствора
карбоната натрия с гидроксидом кальция, в которой образуется
нерастворимая в воде соль:

Na2CO3 (насыщ. р-р) + Са(ОH)2 = 2NaOH + CaCO3
Химические свойства оснований

1. Основания (даже нерастворимые в воде) реагируют с кислотами
(реакция нейтрализации):

Сu(ОН)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2Н2О

2. Основания взаимодействуют с кислотными оксидами:

Са(ОН)2 + СО2 = СаСОз↓ + Н2О
2КОН + SO2= K2SO320

3. Щелочи вступают в реакцию с солями, если в результате ее
образуются нерастворимая соль или нерастворимое основание:

CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Выпадающие в осадок нерастворимые основания отличаются друг1 от друга
цветом.

4. При нагревании гидроксиды лития, щелочно-земельных металлов и
нерастворимые в воде основания разлагаются на оксиды металлов (иногда
окрашенные) и воду:

Сu(ОН)2 = СuО + Н2О↑
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O↑


  1. Амфотерные гидроксиды реагируют как с кислотами:


36

Zn(OH)2 + HCI = ZnCl2 + 2Н2О

так и с растворимыми в воде основаниями:

Zn(OH)2 + NaOH = Na[Zn(OH)3]
Fe(OH)3 + ЗNаОН = Na3[Fe(OH)6]

В последнем случае образуются соли, носящие в зависимости от типа металла
названия гидроксоцинкатов, гидроксоалюминатов, гидроксоферратов,
гидроксокупратов.

6. Некоторые гидроксиды, например Fe(OH)2, могут окисляться на
воздухе:

4Fe(OH)2 + О2 + 2Н20 = 4Fe(OH)3

Вследствие превращения Fe(OH)2 в Fe(OH)3 окраска гидроксида меняется от
белой через зеленоватую до бурой,

2. С позиций теории электролитической диссоциации кислотами
называются соединения, диссоциирующие в растворах с образованием
положительно заряженных ионов водорода Н+ и отрицательно заряженных
частиц, называемых кислотными остатками. Кислотные остатки могут
состоять из нескольких атомов, например, SO42- , NO3-, но могут состоять
только из одного иона, т.е. не содержать кислорода, например, Сl, S2-.
Названия кислот производятся от названия элемента, входящего (помимо
кислорода) в кислотный остаток. Таким образом, существуют кислоты
фосфорная H3PO4, серная H2SO4, хромовая Н2СгO4, марганцевая НМnО4 и т.
д.. Известна только одна неорганическая кислота, которая не растворима в
воде - кремневая H2SiO3.

Кислоты получают при взаимодействии соответствующих оксидов,
называемых также ангидридами гислот, с водой:

Р2O5 + ЗН2О = 2Н3РO4

SO3 + Н2О = H2SO4

Сильные кислоты могут вытеснять слабые из их солей:

Na2CO3 + 2НС1 = 2NaCl + Н2СO32СО3 = Н2О + СО2↑)


Na2S2O3 + HNO3 = 2NaNO3 + H2S2O3 (H2S2O3 = Н2О + S + S02)

37

Бескислородные кислоты получаются при непосредственном
взаимодействии компонентов:

Н2 + С12 = 2НС1 (реакция идет на свету).

3. Соли, как уже было сказано, получаются при нейтрализации кислот
основаниями. Возможные переходы одних солей в другие при воздействии на
них других кислот или оснований также перечислены в соответствующих
параграфах. Для таких переходов основное значение имеет растворимость
получающейся соли, так как, в соответствии с принципом Ле Шателье,
реакция, в результате которой будет получаться малорастворимое вещество,
будет являться необратимой.

Экспериментальная часть
Опыт
I. Получение и свойства малорастворимых оксидов

Порядок проведения работы

1.1. Поместить в пробирку 1 -2 капли раствора силиката натрия (обычного
конторского клея) и добавить немного раствора сильной кислоты (серной или
азотной). Отметить изменения, произошедшие в пробирке, и дописать
уравнение реакции:

Na2SiO3 + H2SO4

1.2. Аккуратно слить воду с образовавшегося осадка и добавить немного
концентрированного раствора сильного основания (натрия или калия).
Происходит ли что-нибудь с осадком?

1.3. В раствор марганцовки аккуратно добавить по каплям, раствор
перекиси водорода до полного обесцвечивания раствора, отставить пробирку
в сторону до завершения выделения газа и образования осадка (отметить его
цвет), записать реакцию:

2КМnО4 + 2Н2О2 = К2МnО4 + МnО + O2↑+ 2H2O

1.4. Отфильтровать получившийся осадок, разделить его на 2 части и

воздействовать на одну часть сильной кислотой (например, соляной), на

38

другую - сильным основанием Происходит ли что-нибудь с диоксидом
марганца?

Опыт 2. Получение и свойства гидроксида меди


  1. Приготовить 6 мл раствора сульфата меди и такой же объем
    гидроксида натрия, каждый из них разлить поровну в три пробирки.

  2. Попарно смешать растворы. Какой цвет имеет выпавший осадок
    Сu(ОН)2?

2.-3. Закрепить на штативе чашку для выпаривания, поместить в нее
немного Сг(ОН)2 и осторожно нагреть в пламени спиртовки. Отметить
изменение цвета осадка, записать уравнение реакции. Что происходит с
Сu(ОН)2 при нагревании?

  1. В другую пробирку с Сu(ОН)2 добавить концентрированный раствор
    NaOH. Изменяется ли цвет раствора? Написать реакцию образования
    гидроксокупрата натрия.

  2. Добавить в третью пробирку с Си(ОН)2 несколько капель азотной
    кислоты. Отметить изменения, происходящие при реакции, записать ее
    уравнение.

Опыт 3. Получение и свойства педроксидов Fe(OH)2 и Ре(ОН)з

  1. Приготовить по 1-2 мл растворов FеС13 и NaOH и каждый из них
    поровну разлить по двум пробиркам.

  2. Попарно слить полученные растворы FеСl3 и NaOH. Описать свои
    наблюдения. Закончить уравнение реакции:

FeCl3 + NaOH = ...............

3.3. Слить жидкость из пробирок с полученным гидроксидом железа
Fе(ОН)з. В одну из пробирок добавить соляную кислоту, в другую - раствор
гидрокеида натрия. В обеих ли пробирках растворяется осадок? Закончить
уравнения реакций:

Fе(ОН)3 + HCl =………………

Fе(ОН)3.+NaOH =…………………

39

  1. С помощью напильника получить немного железных опилок и

    насыпать их поровну в три пробирки. Во все пробирки прилить по несколько

    капель соляной кислоты. Что наблюдается? Какая реакция протекает?


  2. Добавить в пробирки раствор гидроксида натрия. Описать свои
    наблюдения и записать уравнение реакции образования гидроксида железа
    Fe(OH)2.




  1. Слить жидкость из всех пробирок. В одну из них добавить несколько
    капель HNO3, в другую - раствор NaOH. Растворяется ли осадок Fe(OH)2? В
    какой пробирке?

  2. Пронаблюдать за изменением окраски осадка в третьей пробирке.
    Записать уравнение реакции окисления Fе(ОН)2.



следующая страница >>