Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ
В стакане смешать по 10 мл 0,001 н растворов хлорида железа (III) FeCl3 и роданида калия KSCN. Написать уравнение этой обратимой реакции и выражение константы равновесия.
Полученный раствор разлить поровну в четыре пробирки. В первую пробирку добавить концентрированного раствора хлорида железа (III), во вторую - концентрированного раствора роданида калия, в третью - кристаллического хлорида калия, а четвертую пробирку оставить для сравнения. Сравнить цвет жидкостей в пробирках. По изменению интенсивности окраски сделать вывод о смещении равновесия. Объяснить изменение окраски раствора на основании закона действия масс. Сместится ли равновесие при разбавлении полученных растворов?
Контрольные вопросы
1. Дайте определение понятию «химическое равновесие».
2. Сформулируйте принцип Ле - Шателье.
3. Запишите уравнения реакций в сокращенном молекулярно-ионном виде, на примере которых Вы исследовали смещение химического равновесия. Запишите выражения для соответствующих констант равновесия.
4. Как влияет температура на смещение химического равновесия? Объясните это смещение на конкретных примерах.
Лабораторная работа № 5
Свойства буферных растворов
Цель работы: научиться готовить буферные растворы; исследовать зависимость показателя рН буферного раствора от концентраций компонентов буферной системы.
Приборы и оборудование: набор пробирок в штативе; бюретки емкостью 25 мл; пипетки емкостью 1 мл; стеклянные палочки; капельницы с растворами; пипетки глазные.
Реактивы: 0,1 М и 0,01 М соляная кислота; 0,1 М растворы уксусной кислоты, гидроксида натрия, ацетата натрия; раствор хлорида натрия 0,9 %; раствор лакмоида в этаноле.
Ход работы
Приготовление буферных растворов с различным значением рН.
а. Рассчитать объемы исходных растворов для приготовления буферных смесей объемом 10 мл с соотношением концентраций CH3COONa и СН3СООН: в пробирке № 1 - 1:9, в пробирке № 2 - 1:1, в пробирке № 3 - 9:1.
б. Объемы растворов уксусной кислоты и ацетата натрия отмерить в пробирки с помощью бюретки; содержимое пробирок тщательно перемешать стеклянной палочкой.
в. Приготовить серию буферных растворов с тем же соотношением концентраций соли и кислоты, но с меньшей суммарной концентрацией компонентов. Для этого пипеткой отобрать по 1 мл приготовленных ранее растворов и к каждому добавить 8 мл дистиллированной воды. Содержимое перемешать (в пробирках № 1 и 4, № 2 и 5, № 3 и 6 находятся растворы с одинаковым соотношением концентраций соли и кислоты, но растворы в пробирках № 4 - 6 являются разбавленными по сравнению с таковыми в пробирках № 1 - 3.)
г. Во все пробирки добавить по 2 капель раствора лакмоида, содержимое пробирок перемешать. На белом фоне сравнить окраску растворов.
5. Результаты наблюдений и расчетов внести в таблицу:
| № пробирки | C(CH3COONa):С(СН3СООН) | рН | Цвет буферного раствора после добавления лакмоида |
Изучение влияния небольших количеств сильных кислот и оснований на показатель рН буферного раствора.
а. В пробирках № 1, 2 приготовить по 10 мл буферного раствора с соотношением концентраций ацетата натрия и уксусной кислоты 2:3, предварительно рассчитанные объемы растворов отмерив с помощью бюреток.
б. В пробирки № 3 и 4 отобрать пипеткой по 10 мл физиологического раствора (0,9 % раствора хлорида натрия).
в. Ко всем растворам добавить по 5 капель раствора лакмоида и содержимое пробирок перемешать. При необходимости окраску физиологических растворов выравнить, добавив в пробирки № 3 и 4 по каплям 0,01 М соляную кислоту. После каждого добавления капли кислоты раствор перемешать стеклянной палочкой.
г. В пробирки №1 и 3 добавить по 5 капель 0,1 М раствора гидроксида натрия, в № 2 и 4 - по 5 капель 0,1 М соляной кислоты. Все растворы перемешать.
Результаты наблюдений внести в таблицу:
| № пробирки | Раствор | Цвет раствора | ||
| после добавления лакмоида | после добавления лакмоида и 5 капель 0,1 М НС1 | после добавления лакмоида и 5 капель 0,1 М NaOH | ||
| Буферный | ||||
| Буферный | ||||
| Физиологический | ||||
| Физиологический |
Контрольные вопросы
1. К 50 мл 0,3 М соляной кислоты добавили 120 мл 0,125 М раствора аммиака. Вычислите количество аммиака, которое необходимо добавить к полученному раствору, чтобы получить рН = 9. Ответ: 8,63 ммоль.
2. К 50 мл 0,3 М раствора аммиака добавили в первом случае 75 мл 0,2 М соляной кислоты, во втором - 50 мл 0,5 М соляной кислоты. Рассчитайте рН полученных растворов.
Oтвет: 5,08; 1,00.
3. Вычислите рН раствора, полученного при смешивании 5 мл 0,2 М раствора дигидрофосфата натрия и 10 мл 0,02 М раствора гидроксида натрия. Ответ: 6,61.
Лабораторная работа № 6
Определение порога коагуляции золя Fe(ОН)3
Цель работы: изучить явление коагуляции, научиться определять порог коагуляции гидрофобных золей.
Посуда и приборы: стакан на 200 мл; 10 пронумерованных пробирок; мерный цилиндр на 10 мл; электроплитка.
Реактивы: дистиллированная вода; 2 %-ный раствор FeCl3; 0,01 н раствор K2SO4.
Ход работы
1.100 мл дистиллированной воды нагревают до кипения. В кипящую воду по каплям добавляют 10 мл 2 %-ного раствора FеС13. Получают коллоидный раствор интенсивного красно-коричневого цвета:
FeCl3 + 3H2O↔Fe(OH)3 + 3HCl.
Поверхностные молекулы агрегата Fe(OH)3 вступают в химическое соединение с HCl:
Fe(OH)3 + HCl ↔ FeOCl + 2H2O.
Молекулы FeOCl, подвергаясь диссоциации, образуют ионы FeO+ и Cl-. По правилу Пескова – Фаянса
FeOCl↔ FeO+ + Cl-.
(Fe(OH)3)m + nFeO+ + nCl- → {[Fe(OH)3]m∙nFeO+∙(n - x)Cl-}xCl-.
2. Полученный гидрозоль Fe(OH)3 разливают по 10 мл в десять нумерованных пробирок. В 1-ю пробирку приливают при помощи пипетки 0,5 мл 0,002 н раствора Na2SO4 - электролита - коагулянта. В каждую последующую пробирку приливают на 0,5 мл электролита больше, чем в предыдущую, причем после добавления раствора соли пробирку встряхивают до равномерного перемешивания смеси. Прибавляя электролит, наблюдают, от какого количества коагулянта появится устойчивое помутнение и через некоторое время - коагуляция. Минимальный объем электролита будет порогом коагуляции γ для данного золя в условиях опыта. Порог коагуляции вычисляют по формуле:
γ = СVmin∙1000/10 (мл/л),
где С - концентрация электролита, моль/л; Vmin - минимальный объем раствора электролита, при добавлении которого началась коагуляция золя, мл.
Прибавление электролитов снижает не общий заряд коллоидной системы, а величину ζ-потенциала до критического значения, при котором золь теряет устойчивость и коагулирует. При ζ = 0 (в изоэлектрическом состоянии), мицеллы теряют диффузный слой ионов, например при добавлении электролита Na2SO4 к золю Fe(OH)3 мицеллы золя
{[Fe(OH)3]m∙nFeO+∙(n - x)Cl-}xCl-
приобретают следующее строение: {[Fe(OH)3]m∙nFeO+ ∙ nCl-}0.
Контрольные вопросы
1. Охарактеризуйте типы устойчивости дисперсных систем (седиментационная, агрегативная, конденсионная).
2. Укажите факторы, влияющие на устойчивость лиозолей.
3. Дайте определение коагуляции. Что такое порог коагуляции? Как его рассчитывают?
4. Сформулируйте правило Шульце-Гарди.
5. Что такое пептизация?