Лабораторная работа № 4. Химическое равновесие

Химическое равновесие

Цель работы: изучить факторы, влияющие на смещение химического равновесия.

Приборы и посуда: весы с разновесом; штатив с лапкой и кольцом; метроном или секундомер; кристаллизатор; пробирка с газоотводной трубкой; спиртовка; термометр на 100 °С; два сообщающихся сосуда (рис. 3), заполненные оксидом азота (IV); штатив с пробирками; химические стаканы емкостью 200 мл и 25 мл; ступка; пипетка; шпатель.

Реактивы и материалы: хлорид калия KCl; оксид азота (IV); хлорид железа (III) FeCl₃ (0,001 н и насыщ.); роданид калия KSCN (0,001 н и насыщ.).

Ход работы

1. 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?

2. Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия.

Для опыта использовать два сообщающихся сосуда (рис. 3), заполненные оксидом азота (IV).

Оксид азота (IV) полимеризуется, и в результате обратимой реакции устанавливается равновесие:

2NO₂ ↔ N₂O₄ + 54,39 кДж.

Рис. 3. Прибор для изучения смещения химического равновесия при изменении температуры.

NO₂ - газ темно-бурого цвета, N₂O₄ - бледно-желтый, почти бесцветный газ. По изменению окраски смеси этих газов можно судить об изменении концентрации ее компонентов, т.е. о смещении равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

Одну из колб прибора опустить в стакан с горячей водой, а другую - в стакан с холодной. Наблюдать изменение цвета газовой смеси в колбах. Извлечь сосуды из стаканов. Как изменится окраска газа в этом случае? Объяснение наблюдаемые явления, исходя из принципа Ле - Шателье.

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

Приготовление растворов. Способы выражения
концентрации растворов. Введение в титриметрические методы анализа

Цель работы: ознакомиться со способами приготовления растворов и методами определения их концентрации.

Приборы: бюретка на 25 мл; воронка; колбы для титрования (3 шт); мерные колбы объёмом 250 и 500 мл.

Реактивы: гидроксид натрия; фиксанал щавелевой кислоты; индикатор фенолфталеин.

Ход работы

1. Приготовление раствора гидроксида натрия.

Рассчитать массу NaOH, необходимую для приготовления 250 мл 0,1 н раствора. Отвесить на технических весах гидроксид натрия в количестве, превышающем на 2 г необходимое для приготовления 250 мл 0,1 н раствора. Навеску поместить в стакан и быстро ополоснуть 2 раза небольшими порциями дистиллированной воды. Из оставшегося NaOH взять навеску массой 1,2 г, количественно перенести в мерную колбу на 250 мл, и растворить, доводя объем раствора до метки.

2. Приготовление стандартного раствора щавелевой кислоты.

Стандартный 0,1 н раствор щавелевой кислоты приготовить из фиксанала.

3. Определение титра и нормальности раствора гидроксида натрия.

Реакция между гидроксидом натрия и щавелевой кислотой протекает по следующему уравнению:

Н₂С₂О₄ + 2NaOH = Na₂C₂O₄ + 2Н₂О.

Для определения титра и нормальности раствора NaOH отобрать в колбу для титрования пипеткой 10 мл 0,1 н раствора щавелевой кислоты, прибавить к нему 3 капли фенолфталеина и титровать раствором гидроксида натрия до появления неисчезающей в течение 1 минуты красной окраски. Провести 3 параллельных титрования, результаты занести в таблицу:

№ п/п	V(NaOH), мл, пошедший на титрование 10 мл 0,1 н раствора щавелевой кислоты	Vсредний(NaOH), мл	Сн(NаОН), моль-экв/л	T(NaOH), г/мл

Контрольные вопросы

1. Являются ли электролитами a) HBr_г, б) H₃PO₄р-р,

в) KClж, г) CsNO₃,кр., д) H₂Sр-р, е) CO₂р-р, ж) NH₃ж, з) H₂Oж, и) BaSO₄к.?

2. Укажите сильные и слабые электролиты: a) HCl,

б) H₂SO₄, в) NaCl, г) NaNO₃, д) H₂S, е) CO₂, ж) NH₃, з) BaSO₄,

и) Al(OH)₃, к) C₂H₅OH, л) Н₃РО₄.

3. Что такое ионная сила раствора, коэффициент активности иона и активность иона?

4. Выведите формулу для расчета рН сильного основания и сильной кислоты определенной концентрации без учета ионной силы раствора.

5. Почему при прибавлении насыщенного раствора соли Na₂SO₄ или K₂SO₄ к 0,01 М раствору HCl происходит изменение рН?

6. Дайте определение степени диссоциации электролита. От каких факторов зависит эта величина?

7. Чему равна величина рН в растворах NaOH и HCl c концентрацией 10^–9 н?

8. Напишите уравнения диссоциации сероводородной кислоты по двум ступеням и уравнения соответствующих констант диссоциации. Выведите формулу для расчета степени диссоциации и рН 0,1 М раствора сероводородной кислоты, учитывая диссоциацию только по первой ступени.

9. Укажите электролиты, pH растворов которых изменится при прибавлении одноименного аниона: а) HNO₃, б) CH₃COOH, в) H₃PO₄, г) NaCl, д) Na₃PO₄, е) NH₄Cl, ж) CuSO₄.