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

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 СА =CB= 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:

+ + СО32– + 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!

Наши рекомендации