1. В пробирку объемом 20 мл насыпьте немного (на кончике шпателя) оксида марганца (IV) кристаллического, зачем прилейте 5 – 7 мл раствора пероксида водорода. Что наблюдаете?
2. Подготовьте тлеющую лучинку (подожгите ее и, когда она загорится, взмахами руки погасите), затем поднесите лучинку к пробирке с оксидом марганца (IV) и раствором пероксида водорода. Запишите наблюдения и уравнение реакции получения кислорода.
Опыт 2. Получение, собирание и распознавание углекислого газа
1. В пробирку объемом 20 мл поместите кусочек мрамора и прилейте раствор уксусной кислоты. Что наблюдаете?
2. Через 1 – 2 минуты внесите в верхнюю часть пробирки горящую лучинку. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах.
3. В пробирку налейте 1—2 мл прозрачного раствора известковой воды. Используя чистую стеклянную трубочку, осторожно продувайте через раствор выдыхаемый вами воздух. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
Опыт 3. Получение, собирание и распознавание аммиака
1. В пробирку прилейте 1 – 2 мл раствора хлорида аммония, а затем такой же объем раствора щелочи. Закрепите пробирку в держателе и осторожно нагрейте на пламени горелки. Что наблюдаете?
Напишите реакцию между растворами NH4Clи NaOH, составьте уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
2. Поднесите к отверстию пробирки влажную красную лакмусовую бумажку или влажную полоску универсального индикатора. Что наблюдаете? Осторожно понюхайте выделяющийся газ. Что ощущаете?
3. Получите аммиачную воду: в пробирку с собранным аммиаком добавьте 3 – 4 мл воды. Затем добавьте 1 – 2 капли раствора фенолфталеина. Запишите наблюдения и уравнения реакций.
Контрольные вопросы:
1. Расскажите о физико-химических свойствах кислорода, углекислого газа и аммиака.
2. Расскажите о способах получения следующих газов: кислорода, углекислого газа, аммиака. Приведите уравнения реакций.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4
«СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»
Цель и содержание работы:
Экспериментально изучить влияние различных факторов (концентрации, температуры, присутствия катализатора в системе) на скорость гомогенной химической реакции. Влияние степени дисперсности вещества на скорость гетерогенной реакции.
Теоретическое обоснование
Однородная часть системы, обладающая одинаковым составом во всех точках и одинаковыми свойствами, называется фазой. Если исходные вещества образуют одну фазу, реакция называется гомогенной, например:
NаСl(ж) + АgNО3(ж) = NаNО3 + АgCl↓. (4.1)
Реакция в данном случае протекает в растворе, нитрат серебра (раствор) и хлорид натрия (раствор) образуют одну фазу.
Если исходные вещества образуют каждое свою фазу, реакция называется гетерогенной, например:
Н2SО4(ж) + Zn(тв) = ZnSО4 + Н2↑. (4.2)
Цинк (металл) и серная кислота (раствор) образуют каждый свою фазу. Реакция проходит на поверхности раздела фаз.
Скорость химической реакции – изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени:
, (4.3)
где С2 – концентрации реагирующих веществ за время τ2, С1 – концентрации реагирующих веществ за время τ1, ΔС – изменение концентрации реагирующих веществ за период времени Δτ.
Знак минус указывает на то, что концентрация исходных веществ с течением времени уменьшается, т. е. С2 < С1. Величина скорости
реакции – величина положительная.
Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, температуры, концентрации, давления для реакций газов и от поверхности раздела для гетерогенных реакций.
Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции выражает закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрация берется в степени стехиометрического коэффициента.
Для реакции
mA + nB = pC + dD
скорость реакции будет:
υ = kCmA · CnB, (4.4)
где k – константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и от температуры. Значения константы скорости в зависимости от температуры приводятся в справочниках.
Так, например, скорость гомогенной реакции (4.1) будет равна:
υ = kСNaCl · 
,
а гетерогенной реакции (6.2):
υ =k· 
.
Влияние температуры на скорость реакции выражается правилом Вант-Гоффа: при постоянной концентрации исходных веществ при повышении температуры на каждые 10о скорость химической реакции увеличивается в 3-4 раза.
, (4.5)
где υн – скорость реакции при начальной температуре t1; υк – скорость реакции при конечной температуре t2; γ – температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во сколько раз изменится константа скорости реакции при изменении температуры на каждые десять градусов.
. (4.6)
Примером зависимости скорости реакции от концентрации и температуры является разложение тиосульфата натрия в растворе серной кислоты. При этом протекают следующие реакции:
I. S2O32- + 2H+ ↔ H2S2O3 (очень быстрая),
II. H2S2O3 + H2SO3 → S↓ (медленная),
III. H2SO3 → SO2↑ + H2O (быстрая).
Которые суммарно можно записать как:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S↓ + SO2↑ + H2O.
Определяя по секундомеру время появления в растворе коллоида серы (начало помутнения раствора), можно в условных единицах определить скорость протекания реакции, а меняя температуру, ─ найти температурный коэффициент скорости реакции.
Аппаратура и материалы:
Штатив с пробирками; стеклянные бюретки; стеклянные пипетки; стеклянные палочки;химические стаканы объемом 100 мл; секундомер; ступка с пестиком; фарфоровые чашки; дистиллированная вода;
растворы:3%-ный перекиси водорода H2O2; 10%-ный HCl; 0,1 н. NaOH; 1 моль/л Na2S2O3; 1 моль/л H2SO4.
твердые вещества: мел CaCO3; кристаллический NH4Cl.
Методика и выполнение работы: