Лабораторная работа №2

 Тема: «Изучение зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры».

Цель работы: научиться решать задачи, применяя принцип Ле-Шателье

Задачи практического занятия:

1. Закрепить практические знания о физических и химических свойствах веществ.

2. Выполнить расчетные задачи.

Оборудование: тетрадь для практических занятий, карандаш, линейка.

Рекомендуемые информационные материалы:

1. Учебник О.С. Габриелян «Химия 11 класс. Базовый уровень» - М.: «Дрофа» 2014

2. Адрес публикации: https://studfile.net/preview/6181079/page:8/

3. Адрес публикации: https://chem-ege.sdamgia.ru/test?theme=144

4. Адрес публикации: https://poznayka.org/s65104t1.html

Освоены следующие компетенции:

ОК 1. Понимать сущность и социальную значимость своей будущей профессии, проявлять к ней устойчивый интерес.

ОК 2. Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их выполнение и качество.

ОК 4. Осуществлять поиск и использование информации, необходимой для эффективного выполнения профессиональных задач, профессионального и личностного развития.

Количество часов: 2 часа

Критерии оценки:

1. Зачет ставится в случае, если выполнено не менее 50% заданий, в освещении вопросов не содержится грубых ошибок, самостоятельно выполнена практическая работа, выполнены требования к оформлению.

2. Незачет ставится, если обучающихся не справился с заданием (выполнено менее 50% задания), нераскрыто основное содержание вопросов, имеются грубые ошибки в выполнении задания, а также работа выполнена несамостоятельно.

ХОД РАБОТЫ

 Задание 1. Изучите теоретический материал

Теоретические положения

Химическое равновесие и принципы его смещения (принцип Ле Шателье)

В обратимых реакциях при определенных условиях может наступить состояние химического равновесия. Это состояние, при котором скорость обратной реакции становится равной скорости прямой реакции. Но для того, чтобы сдвинуть равновесие в ту или иную сторону, нужно поменять условия протекания реакции. Принцип смещения равновесия - принцип Ле Шателье.

Основные положения:

1. Внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

2. При увеличении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, при уменьшении концентрации равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

3. При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения количества газообразных веществ, то есть в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону возрастания количеств газообразных веществ, то есть в сторону увеличения давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.

4. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры - в сторону экзотермической реакции.

Описание работы

 Задание 1. Ответьте на контрольные вопросы

1. Сформулируйте принцип Ле-Шателье.

2. Как влияет температура на смещение химического равновесия?

3. Как влияет давление на смещение химического равновесия?

4. Как влияет концентрация на смещение химического равновесия?

5. Какие реакции называются необратимыми? Обратимыми?

6. Что называется химическим равновесием?

7. Что называется сдвигом (смещением) химического равновесия?

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.
Методика: взять четыре пробирки, в каждую из них прилить по 2 мл 0,2 моль/л раствора
хлорида железа и по 2 мл 0,2 моль/л раствора тиоцианата калия (KSCN). Оставить четвертую
пробирку для сравнения. Добавить в первую и вторую пробирки такие вещества, введение
которых позволило бы сместить равновесие вправо.

Записать химизм процесса:

FeCl3 + 6 KSCN ↔ 3 КС1 + К3[Fe (SCN)6]

Результаты занесите в таблицу.

Таблица 1. Экспериментальные данные

1. Отметить изменение окраски раствора.
2. Какое вещество можно добавить в третью пробирку, чтобы сместить равновесие влево?
3. Как изменится цвет растворов?
4. Почему произошло ослабление цвета растворов в третьей пробирке?
5. Выразите константу химического равновесия для изучаемой реакции.
6. Влияет ли изменение концентрации реагирующих веществ на константу химического
   равновесия?

Опыт 2. В растворах, содержащих соединения шестивалентного хрома, существует равновесие реакции:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ ↔ K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂0.

хромат калия дихромат калия

(желтый) (оранжевый)

Хромат-ион окрашен в жёлтый цвет, а дихромат-ион – в оранжевый. Положение равновесия реакции зависит от кислотности среды, т.к. хромат калия устойчив в щелочной среде, а дихромат калия – в кислой.

Внесите в пробирку 5 капель 10% раствора дихромата калия. Затем добавляйте по каплям 20% раствор NaOH до изменения окраски раствора в пробирке. Происходит реакция

K₂Cr₂O₇ + 2NaOH → K₂CrO₄ + Na₂CrO₄ + H₂O.

Затем к жёлтому раствору хроматов добавьте по каплям концентрированной H₂SO₄ до перехода окраски в оранжевую. Изменение окраски этого же раствора можно наблюдать несколько раз, добавляя последовательно щёлочь и кислоту.

Результаты опыта занесите в табл. 2.

Таблица 2. Экспериментальные данные

1.  Выразите константу химического равновесия для изучаемой реакции.

2. Влияет ли изменение кислотности среды реагирующих веществ на константу химического равновесия?

Опыт 3. При взаимодействии йода с крахмалом образуется соединение включения (клатратное соединение) переменного состава синего цвета – йодокрахмал. Реакция обратима. Равновесие можно представить условной схемой

 (C₆H₁₀O₅)_n + mI₂ ↔ x(C₆H₁₀O₅)_n·(I₂)_y; DH<0.

Прямая реакция является экзотермической, следовательно, при повышении температуры равновесие будет смещаться влево, концентрация йодокрахмала уменьшаться и окраска будет ослабевать, а при охлаждении, напротив, усиливаться.

Возьмите две пробирки. В каждую пробирку внесите 2–5 мл дистиллированной воды, 1 каплю раствора крахмала и 1 каплю 0,1 н раствора йода. Как изменился цвет растворов в пробирках?

Одну из пробирок поставьте в штатив, оставив для сравнения.

Другую пробирку закрепите в держателе и нагрейте на электрической плитке.

Сравните окраски растворов в обеих пробирках.

Охладите раствор во 2-й пробирке водой из-под крана. Отметьте изменение окраски раствора.

Данные опыта занесите в табл. 3.

Таблица 3. Экспериментальные данные

1. Запишите выражение константы равновесия реакции.
2. Почему происходит изменение окраски раствора при нагревании и охлаждении?
3. Какой процесс (прямой или обратный) является экзотермическим; эндотермическим?

Опыт 4. Аммиак хорошо растворим в воде, при этом образуется молекулярное соединение NH₃×H₂O,

NH₃+H₂O ↔ NH₃×H₂O,

которое принято записывать в форме NH₄OH, диссоциирующее как слабое основание по уравнению

NH₃×H₂O ↔ NH₄⁺+OH^-; ΔH<0

или

NH₄OH↔ NH₄⁺+OH^- ; ΔH<0.

Процесс является экзотермическим, следовательно, при повышении температуры концентрация гидроксид-ионов в растворе будет уменьшаться, и, наоборот, при понижении температуры концентрация гидроксид-ионов будет расти.

В коническую колбу вместимостью 50 мл налейте ~10 мл дистиллированной воды, добавьте по 1 капле концентрированного раствора аммиака и раствора фенолфталеина. Отметьте окраску раствора. Нагрейте раствор в колбе на электрической плитке. Наблюдайте за изменением окраски раствора. Охладите раствор в колбе водой из-под крана. Как при этом меняется окраска раствора?

Данные опыта занесите в табл. 4.

Таблица 4. Экспериментальные данные

Запишите выражение константы равновесия.

1. Запишите выражение константы равновесия реакции.
2. Почему происходит изменение окраски раствора при нагревании и охлаждении?
3. Какой процесс (прямой или обратный) является экзотермическим; эндотермическим?

Выводы. Отметьте влияние изменения концентрации реагентов и температуры на направление смещения положения химического равновесия.

Контрольные вопросы

1. Напишите уравнение константы равновесия для каждого из следующих обратимых процессов:

a) 2NO_2(г) ↔ 2NO_(г)+O_2(г);

б) 3H_2(г) +N_2(г) ↔ 2NH_3 (г);

в) H_2(г)+CuO_(т) ↔ H₂O_(г)+Cu_(т).

Как сместится положение равновесие в каждом случае при увеличении давления?

2. В каком направлении сместится положение равновесия при повышении температуры в следующих обратимых реакциях:

а) 2CO_(г) + O_2(г) ↔ 2CO_2(г), DH^о<0;

б) 6CO_2(г) +6H₂O_(ж) ↔ C₆H₁₂O_6(т) + 6O_2(г), DH^о>0.

1. Рассмотрите равновесную систему

C(к)+СО₂(г) ↔ 2СО(г), DH^о=119,8 кДж.

Какое влияние на положение равновесия окажет:

а) добавление СО_2(г), б) добавление С_(т), в)подвод теплоты, г) сжатие системы, д)введение катализатора, е) удаление СО_(г) ?

2. Влияние характера среды на сдвиг химического равновесия. Высший оксид хрома CrO₃ проявляет кислотные свойства, легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту (сильная кислота, растворимыми являются хроматы магния, кальция и s-элементов IА-группы). Увеличение концентрации ионов водорода в растворе растворимой соли хромовой кислоты приводит сначала к образованию дихроматов, а затем – более сложных форм. Дихроматы – соли дихромовой кислоты, которая также является гидроксидом оксида хрома (VI).

Равновесие между хромат- и дихромат-ионами очень подвижно:

2CrO₄²⁻ + 2Н⁺ = Cr₂O₇²⁻ + Н₂О.

Его сдвиг легко обнаружить, так как ионы CrO₄^2- окрашены в желтый цвет, а ионы Cr₂O₇^2- в оранжевый. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении.

В пробирку налейте несколько капель раствора хромата калия. Отметьте цвет. Добавьте 2-3 капли 1М раствора серной кислоты. Отметьте изменение цвета. Чем оно обусловлено? К полученному раствору добавьте 2М раствор щелочи до изменения цвета. Объясните изменение окраски. Какими еще способами можно сместить исследуемое равновесие?

3. Влияние температуры на смещение химического равновесия. Известно, что в водных растворах между ионами [CoCl₄]^2- и [Co(H₂O)₆]²⁺ существует равновесие, которое может быть описано уравнением:

[CoCl₄]²⁻ + 6H₂O = [Co(H₂O)₆]²⁺ + 4Cl⁻                 (2)

Тетрахлорокобальтат (II)-ион имеет синюю окраску, а гексааквакобальтат (II)-ион – розовую.

1. В пробирку внесите несколько кристаллов (на кончике шпателя) кристаллогидрата хлорида кобальта(II), добавьте 4÷5 капель дистиллированной воды.
2. При растворении CoCl₂×6H₂O образуются ионы [Co(H₂O)₆]²⁺.
3. Отметьте цвет раствора.
4. Добавьте к приготовленному раствору 5-6 капель 20%-ного раствора соляной кислоты (ионы [CoCl₄]²⁻ образуются при наличии избытка хлорид-ионов).
5. Изменилась ли окраски раствора?
6. Нагрейте пробирку на спиртовке до явного изменения окраски раствора.
7. Пробирку с раствором охладите до комнатной температуры (можно под струей водопроводной воды).
8. Почему происходит изменение окраски раствора при нагревании и охлаждении?
9. В сторону образования какого иона - [CoCl₄]²⁻ или [Co(H₂O)₆]²⁺ - сместилось равновесие при повышении температуры; при понижении?
10. Какой процесс (прямой или обратный) является экзотермическим; эндотермическим?

 Сделайте вывод по работе