Лабораторная работа 3. Химическое равновесие и его смещение

7. ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ
Главной целью лабораторных работ по химии является приобретение
навыков самостоятельного выполнения химического эксперимента, умения
обобщать и анализировать полученные результаты, производить химические
расчеты.
Перед проведением лабораторной работы студенту необходимо
ознакомиться с методическими указаниями к данной лабораторной работе.
Для каждой выполненной лабораторной работы оформляется отчет на
бумаге формата А4 вручную или на компьютере в соответствии с требованиями
методических указаний по выполнению отдельной лабораторной работы и
требованиями стандарта СТО ИрГТУ 005-2007.
Содержание отчета: титульный лист, цель работы, задание, краткое
теоретическое введение к данной работе, название опытов, экспериментальная
часть, выводы по работе.
Подробное описание выполнения лабораторных работ приведены в
методических указаниях к выполнению лабораторных работ:
Топшиноева З.Н., Зуева В.П., Волков А.Н., Лебедева О.В. Химия.
Методические указания к выполнению лабораторных работ.- Иркутск: ИрГТУ,
2005.- 32 с.
Рекомендуемый перечень лабораторных работ
1. Определение эквивалента металла.
2. Скорость химических реакций.
3. Химическое равновесие.
4. Реакции обмена в растворах электролитов.
5. Гидролиз солей.
6. Окислительно-восстановительные реакции.
7. Электролиз.
8. Коррозия и защита металлов.
Краткое описание выполнения лабораторных работ
Лабораторная работа 1. «Определение эквивалента металла».
Цель работы: Определить молярную массу эквивалента цинка. Используемый в
работе метод определения эквивалентов металла основан на реакции
растворения металла (цинка) в избытке кислоты и измерении объема
выделившегося водорода. По объему водорода вычисляют его массу, а затем
молярную массу эквивалентов металла. Опыт проводят в приборе, состоящем
из круглодонной колбы, двугорлой склянки Вульфа и приемника-стакана (рис.
на стр.5 Практикума). Объем водорода, выделившегося при взаимодействии
металла с кислотой равен объему воды в приемнике. В работе измеряются
масса цинка, показания барометра и термометра, объемм воды в приемнике.
Данные опыта и результаты расчётов следует внести в таблицу. Масса
выделившегося объема водорода рассчитывается по уравнению МенделееваКлапейрона, по закону эквивалентов необходимо рассчитать молярную массу
эквивалентов цинка, полученную опытным путём. Рассчитав теоретическую
молярную массу эквивалентов цинка, следует вычислить относительную
ошибку опыта Е. Оформить отчёт.
Лабораторная работа 2. «Скорость химической реакции»
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ и
температуры исследуется на примере взаимодействия тиосульфата натрия с
серной кислотой. Признаком реакции является помутнение раствора вследствие
выделения серы.
Опыт 1.
Цель работы: определить зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
Время, которое проходит от начала реакции до заметного появления
мути, образованной выделившейся серой, позволяет судить об относительной
скорости реакции.
С помощью бюреток надо приготовить три раствора тиосульфата
различной концентрации. Раствор серной кислоты объёмом 3 мл отмеряется в
три другие пробирки. Приливая кислоту последовательно в три пробирки,
замеряют время от начала реакции до помутнения раствора. Результаты опыта
вносятся в таблицу. Относительная скорость реакции рассчитывается по
соотношению V = 100/τ. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ следует выразить графически и уметь объяснить
положение прямой на графике.
Опыт 2.
Цель работы: определить зависимость скорости реакции от температуры.
Наливаем в три пробирки по 3 мл раствора тиосульфата натрия, в три
другие пробирки - по 3 мл раствора серной кислоты.
Проводим три опыта при разных температурах: комнатной, на 10С
выше, на 20С выше. Сливая растворы тиосульфата натрия и серной кислоты
разной температуры, записываем показания термометра и время от начала
реакции до появления заметной мути. Данные опыта записываем в таблицу.
Рассчитайте относительную скорость реакций по соотношению V = 100/τ.
Температурный коэффициент скорости реакции 
, рассчитывается по
отношению V2 на V1 и V3 на V2. Найдите среднее значение 
. Зависимость
скорости реакции от температуры надо выразить графически, откладывая на
оси абсцисс температуру, а на оси ординат - относительную скорость. Уметь
объяснить положение кривой.
Лабораторная работа 3. Химическое равновесие и его смещение
Цель работы: Изучение влияния концентрации реагирующих веществ и
температуры на химическое равновесие.
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ
на химическое равновесие
Для опыта используется реакция взаимодействия роданида калия с
хлоридом железа (III), в результате которой образуется окрашенный роданид
железа (III). Всякое изменение его концентрации можно легко заметить по
изменению интенсивности окраски раствора, что позволяет сделать вывод о
направлении смещения равновесия системы.
Следует смешать в пробирке равные объемы разбавленных растворов
хлорида железа (III) и роданида калия. Полученный раствор разделить поровну
в 4 пробирки. Оставьте одну пробирку для сравнения, а в трех других изменить
концентрации реагирующих веществ, для чего добавить в первую пробирку
концентрированный раствор роданида калия, во вторую - концентрированный
раствора хлорида железа (III), в третью - кристаллический хлорид калия.
Сравнить окраску в трех пробирках с контрольной и сделайте вывод о
смещении химического равновесия в каждом случае исходя из принципа Ле
Шателье.
Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие
Влияние температуры на химическое равновесие изучается в приборе,
состоящим из двух шаров, заполненных смесью оксида азота (IV) NO2 - газом
бурого цвета и его димером N2O4 – бесцветным газом. О смещении равновесия
в системе можно судить по изменению интенсивности окраски газов.
Один шар прибора опускается в стакан с холодной, а второй - в стакан с
горячей водой. Наблюдайте изменение интенсивности окраски газов в шарах и
сделайте выводы о смещении равновесия в данной реакции при нагревании и
охлаждении. Объяснение сделайте исходя из принципа Ле Шателье.
Лабораторная работа 4. Реакции в растворах электролитов
Цель работы: Изучение обменных реакций в растворах электролитов и условий,
при которых эти реакции протекают до конца.
Опыт 1. Сравнение химической активности кислот
Для сравнения химической активности уксусной и соляной кислот наливаем
в пробирки по 2 мл растворов кислот и добавляем кусочки мрамора.
Наблюдаем выделение газа, срвниваем интенсивность выделения газа,
делаем вывод о химической активности кислот. Написать молекулярные и
ионные уравнения реакций.
Опыт 2. Реакции, идущие с образованием осадка
Наливаем в три пробирки по 2 мл раствора хлорида железа (III), сульфата
магния, сульфата меди и прибавляем в каждую по такому же количеству
щелочи. Наблюдаем образование осадков, записывая их
цвет. Осадки
сохраняем до следующего опыта. Записываем молекулярные и ионные
уравнения реакций.
Опыт 3. Реакции, идущие с образованием слабого электролита
К полученным в предыдущем опыте осадкам гидроксидов железа, магния
и меди приливаем раствор соляной кислоты до полного их растворения.
Составляем молекулярные и ионные уравнения реакций. Необходимо
объяснить наблюдаемые изменения в пробирках.
Опыт 4. Реакции, идущие с образованием газа
К раствору карбоната натрия приливаем осторожно раствор соляной
кислоты. Необходимо объяснить выделение газа и составить молекулярные и
ионные уравнения реакции.
Опыт 5. Амфотерные электролиты
К растворам солей хлорида цинка и сульфата хрома (III) (2-3 мл)
добавляем разбавленный раствор щелочи до выпадения осадков гидроксидов
цинка и хрома (III). Каждый осадок разделить на две пробирки. В одну из
пробирок приливаем раствор соляной кислоты, а в другую - раствор щелочи до
исчезновения осадков. Объяснить наблюдаемые изменения, записав
молекулярные и ионные уравнения реакций для всех химических процессов.
Обратить внимание на уравнения диссоциации полученных гидроксидов по
типу кислот и по типу оснований.
Сделать общий вывод об обменных реакциях, идущих до конца.
Лабораторная работа 5. Гидролиз солей
Цель работы: Изучение трёх типов гидролиза солей
Опыт 1. Реакция среды в растворах различных солей
Тип гидролиза солей, образованных разными по силе кислотами и
основаниями определяет рН среды, которую в данном опыте определяют с
помощью индикаторной бумаги. На полоски универсальной индикаторной
бумаги наносят по капле раствора хлорида натрия, сульфата меди, нитрата
свинца, карбоната натрия, ацетата калия и ацетата аммония. По изменению
окраски индикатора можно сделать вывод о реакции среды в растворе каждой
соли. Студенту необходимо написать сокращенные, полные ионные и
молекулярные уравнения реакций гидролиза солей и указать тип гидролиза
каждой соли (по катиону или аниону). В случае ступенчатого гидролиза
написать уравнения реакций только для первой ступени.
В опыте надо сделать общие выводы о реакции среды в растворах солей,
образованных сильным основанием и слабой кислотой; слабым основанием
и сильной кислотой; слабым основанием и слабой кислотой; сильным
основанием и сильной кислотой.
Опыт 2. Смещение равновесия гидролиза при разбавлении раствора
На равновесие гидролиза влияют температура и концентрация. Смещение
равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле Шателье.
Разбавить водой налитый в пробирку раствор нитрата висмута до выпадения
осадка. Написать уравнения реакции гидролиза нитрата висмута по первой и
второй ступени.
Прибавить в пробирку с осадком несколько капель концентрированной
азотной кислоты. Дать объяснения исходя из принципа Ле Шателье.
Опыт 3. Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры
В пробирку с раствором ацетата натрия добавить 2 капли фенолфталеина.
Содержимое пробирки разделите на 2 части, одну из них оставьте для
сравнения, другую - нагрейте до кипения. Сравнить окраску индикатора в
обеих пробирках. Дайте пробирке охладиться и снова сравните окраску
индикатора в обеих пробирках. Описать и пояснить наблюдения. Составить
уравнения реакции гидролиза соли. Сделать выводы.
Опыт 4. Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом
В пробирки с растворами сульфата меди и хлорида железа (III) добавить
по 2 мл раствора карбоната натрия. Объяснить выделение углекислого газа в
обеих пробирках и выпадение осадков. Написать уравнения реакций гидролиза,
добавив в левые части уравнений H2O.
Лабораторная работа 6. Окислительно-восстановительные реакции
Цель работы: Изучение окислительно-восстановительных реакций
Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции
Влияние среды на ОВР изучается в реакциях между перманганатом
калия и сульфитом натрия в кислой, нейтральной и щелочных средах. Записать
наблюдения, составить уравнения окислительно - восстановительных реакций и
объяснить результаты опыта. Учесть, что фиолетовая окраска характерна для
ионов MnO4-, бесцветная для ионов Mn2+, зеленая - для ионов MnO42-, бурый
цвет имеет осадок MnO2.
Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность нитрита калия
В две пробирки налить по 2мл раствора нитрита калия KNO2. Добавить в
каждую из них по 1-2 мл разбавленной серной кислоты. Затем в одну из них
прилить раствор дихромата калия K2Cr2O7, в другую - раствор иодида калия KI.
Записать наблюдения, объяснить функция KNO2 с помощью уравнений
окислительно - восстановительных реакций.
Опыт 3. Реакция диспропорционирования
Поместите в пробирку 2 кристалла иода, 5 капель концентрированного
раствора щелочи NaOH и нагреть. Написать уравнение реакции, учитывая, что
продуктом окисления иода в щелочной среде является иодат натрия NaIO3.
Опыт 4. Внутримолекулярная реакция
В пробирку поместить небольшое количество кристаллов перманганата
калия KMnO4 и осторожно нагреть. Во время нагревания поднесите к
отверстию пробирки тлеющую лучину. Объяснить наблюдения. Нагревание
продолжайте до прекращения выделения газа. Охладите пробирку и прилейте
немного воды. Раствор слить с осадка диоксида марганца (MnO2) и разбавьте
водой. Составить уравнения реакций, объяснить окраску раствора.
Лабораторная работа 7. Электролиз
Цель работы: Изучение процессов электролиза в растворах солей.
Электролиз проводят в U-образной трубке с угольными электродами и
источником постоянного электрического тока.
Опыт 1. Электролиз раствора иодида калия
В U-образную трубку наливаем до половины раствора иодида калия,
прибавляем несколько капель фенолфталеина. При электролизе наблюдаем
окрашивание раствора у катода и анода. Составить схему электролиза водного
раствора иодида калия, объяснить реакцию растворов у катода и анода.
Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия
В U-образную трубку наливаем раствор сульфата натрия, добавив
несколько капель раствора лакмуса. При включении тока наблюдаем изменение
окраски раствора у электродов. Составить схему электролиза водного раствора
сульфата натрия, объяснить реакцию растворов у катода и анода.
Опыт 3. Электролиз раствора сульфата меди
Наливаем в U-образную трубку раствор сульфата меди. Пользуясь
угольными электродами, пропускайте ток в течение 4-5 мин. Объяснить
образование продуктов электролиза, составив схему электролиза водного
раствора сульфата меди.
Опыт 4. Электролиз с растворимым анодом
Присоедините электрод с отложившейся в предыдущем опыте медью к
положительному полюсу источника тока, а другой электрод - к отрицательному
полюсу, пропускайте электрический ток. Наблюдаем растворение меди с анода.
Составить схему электролиза раствора сульфата меди с медным анодом.
Сделать выводы по всем опытам.
Лабораторная работа 8. Коррозия металлов.
Цель работы: Изучение процессов химической и электрохимической коррозии.
Опыт 1. Влияние образования гальванической пары на процесс растворения
металла в кислоте
Наблюдая взаимодействие цинка с раствором разбавленной соляной
кислоты, написать уравнение реакции.
В этот же раствор поместить медную проволоку, не дотрагиваясь до
кусочка цинка. Объяснить, почему выделения водорода на меди не происходит.
При введении медной проволоки глубже, до соприкосновения с цинком на
поверхности меди появляются пузырьки водорода. Объяснить процессы,
происходящие в пробирке. Написать уравнения реакций на электродах для
объяснения, какая гальваническая пара образуется, что является анодом, что –
катодом. Какие процессы происходят на электродах?
Опыт 2. Роль защитной пленки в ослаблении коррозии
В раствор нитрата ртути опустить кусочек алюминия, очищенный от
оксидной пленки. Написать уравнение реакции образования амальгамы,
препятствующей возникновению защитной пленки на поверхности алюминия.
Амальгамированный алюминий промыть водой и оставить на воздухе.
Объяснить образование продукта коррозии - рыхлых хлопьев гидроксида
алюминия, составить схему гальванопары и написать уравнения анодного и
катодного процессов.
Опыт 3. Защитные свойства металлических покрытий
Налить в пробирку 3 мл раствора сульфата железа (II) и прибавить
несколько капель гексацианоферрата (III) калия, реактива на катион Fe2+.
Объяснить образование синего осадка Fe3
Fe(CN)6
составить уравнение
2,
реакции.
В две пробирки налить по 2-3 мл раствора серной кислоты и по две капли
раствора K3
Fe(CN)6
. В одну из пробирок опустить полоску оцинкованного
железа, в другую - луженого железа. Объяснить интенсивное синее
окрашивание в одной из пробирок, дать объяснение происходящим процессам.
Составить схемы образующихся гальванопар и уравнения реакций,
протекающих на электродах.