Опыт 3. Влияние степени измельчения реагирующих твердых частиц на скорость реакции

⇐ Назад

а) в сухой пробирке осторожно смешать несколько кристалликов нитрата свинца (II) и иодида кадия, 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 0,2 г) и мрамор в виде порошка. В две пробирки налить одинаковые объемы (примерно 1/3 пробирки) раствора соляной кислоты (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 с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л и 15 мл раствора серной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 2 моль/л. Полученный раствор разлить поровну в две пробирки. Затем в одну из пробирок добавить немного соли нитрата калия (на кончике шпателя) и встряхнуть пробирку для быстрого растворения соли. Затем в обе пробирки добавить по два кусочка гранулированного цинка. Что наблюдается в обеих пробирках? Описать. Написать уравнения взаимодействия металлического цинка с серной кислотой.

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

Контрольные вопросы:

1. Что следует понимать под скоростью химической реакции? В чем физический смысл константы скорости реакции? От каких факторов она зависит? Объяснить термин "температурный коэффициент скорости".

Сформулировать закон действующих масс с использованием трех конкретных примеров.

3. Каков физический смысл константы химического равновесия и от каких факторов она зависит?

Сформулировать принцип Ле-Шателье применимо к пяти конкретным примерам химического равновесия. Перечислить факторы, влияющие на химическое равновесие, к действию которых обычно применяется принцип Ле-Шателье.

Вычислить константу химического равновесия реакции

NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HCl,

если равновесные концентрации [NaCl] и [H₂SO₄] составляют пo l моль/л, a [NaHSO₄] и [NaС1] - по 0, 4 моль/л.

6. Реакция протекает по уравнению: Na₂S₂O₃+ H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + H₂O + SO₂. Как изменится скорость реакции при разбавлении реагирующей смеси в три раза?

7. В обратимой реакции А + В ↔ С + Д исходные концентрации С_А =C_B= 1 моль/л, а константа равновесия К = 4. Вычислить равновесные концентрации [А] и [В].

8. Исходная концентрация кислорода в реакции 3O₂ = 2O₃ равнялась 1,2 моль/л. Определить концентрации кислорода и озона в момент равновесия, если известно, что 75 % O₂ превратилось в O₃. Чему равна константа равновесия?

9. Объяснить понятия, используя конкретные примеры химических процессов: многостадийные химические реакции; лимитирующая стадия.

Тема 4

Гидролиз солей

Растворение солей в нейтральной воде часто сопровождается изменением величины pH из-за образования кислотных или щелочных растворов. Значение рH=7 в нейтральной воде меняется на pH>7 или pH<7. Это явление обусловлено процессом гидролиза.

Гидролиз соли – это обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, в результате которого образуется слабый электролит и смещается равновесие электролитической диссоциации воды.

Среди обменных реакций с участием электролитов, протекающих в направлении образования слабых электролитов, различают четыре случая взаимодействия соли и воды.

1. Гидролиз практически не происходит, если соли образованы катионами сильного основания и анионами сильной кислотой. Например: KCl, NaNO₃, CaSO₄. Очевидно, что в этом случае единственным слабым электролитом является вода и взаимодействие типа

KCl + H₂O D KOH + HCl

не нарушает равновесия Н₂О D Н⁺ + ОН^–, т.е. в таких растворах рН=7 и равновесие практически полностью смещено влево.

2. Если соли образованы катионами сильного основания и анионами слабой кислоты (KCN, Na₃PO₄, CH₃COOK и др.), то имеет место гидролиз по аниону. Пример, гидролиз соли К₂СО₃.

I ступень: К₂СО₃ + Н₂О D КНСО₃ + КОН

Уравнения гидролиза обычно записывают, указывая сильные электролиты в ионном виде, а слабые – в молекулярном. Данное уравнение может быть записано так:

2К⁺ + СО₃^2– + Н₂О D К⁺ + НСО₃^- + К⁺ + ОН^-

или в сокращенном виде:

СО₃²^- + Н₂О D НСО₃^- + ОН^-;

Как правило, самопроизвольно гидролиз идет в этом случае в основном по I ступени.

II ступень: КНСО₃ + Н₂О D Н₂СО₃ + КОН

или сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

НСО₃^- + Н₂О D Н₂СО₃ + ОН^-.

Видно, что гидролиз по аниону приводит к появлению избытка ионов ОН^-, т. е. раствор становится щелочным (рН>7). Для усиления гидролиза по II ступени следует принять меры к сдвигу равновесия.

3. В случае, когда соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (CuSO₄, ZnCl₂, NH₄NO₃ и т.п.), то происходит гидролиз по катиону. Пример, гидролиз соли ZnCl₂.

I ступень: ZnCl₂ + H₂O D Zn(OH)Cl + HCl

или сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

Zn²⁺+ H₂O D Zn(OH)⁺+ H⁺.

II ступень: Zn(OH)Cl +H₂O D Zn(OH)₂¯ + HCl

или сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

Zn(OH)₂⁺+H₂O D Zn(OH)₂ + H⁺.

Избыток ионов водорода в этом случае обусловливает кислотную среду раствора (рН<7).

4. Если соли образованы катионами слабого основания и анионами слабой кислоты, то происходит гидролиз и по катиону и по аниону. Примером может служить гидролиз соли СН₃СООNH₄:

CH₃COONH₄ + Н₂О D NH₄OH + CH₃COOH.

При этом протекают параллельно два процесса:

NH₄⁺+ H₂O D NH₄OH + H⁺

и CH₃СОО^- + Н₂О D CH₃COOH + ОН^-.

Растворы солей этого типа могут иметь слабокислотную или слабощелочную реакцию в зависимости от соотношения констант диссоциации образующихся при гидролизе кислоты и основания. Если слабые кислота и основание близки по силе, то гидролиз соли идет практически до конца.

Лабораторная работа № 4

Гидролиз.

Цель работы: изучение реакций гидролиза солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями; сильными основаниями и слабыми кислотами; слабыми основаниями и слабыми кислотами, а также влияние температуры и разбавления на степень гидролиза солей.

Меры предосторожности при выполнении работы:

1. При нагревании растворов в пробирках использовать пробиркодержатели. Нагревать медленно, осторожно внося пробирки с растворами в пламя спиртовки. Не направлять отверстие пробирки в сторону работающих!

2. Реакции с использованием сульфидов выполнять под тягой!

⇐ Назад