EXPERIENȚĂ 2. Influența temperaturii asupra vitezei reacției chimice într-un sistem omogen 10 ml dintr-o soluție 2% de tiosulfat de sodiu se toarnă într-un tub și 10 ml dintr-o soluție de acid sulfuric 4% în cealaltă. Scurgeți conținutul tuburilor împreună și notați cât de multe secunde soluția va deveni tulbure. Observați temperatura camerei la care a avut loc această reacție.
Repetați testul de două ori cu aceleași cantități de reactivi, preîncălzându-le într-un pahar de apă la o temperatură de 10 și 20 de grade peste temperatura camerei.
În spatele temperaturii, urmați termometrul, coborâți într-un tub cu soluție de Na2S2O3.
Rezultatele sunt înregistrate în tabelul 2.
Tubul Nr. Temperatură Temperatură Timpul de curgere V = 1 / t, experiență, reacție 0C, cu c-Calculați coeficientul Van't Hoff. Faceți o concluzie.
EXPERIENTA 3. Influența interfeței reacției substanțelor asupra vitezei de reacție într-un sistem eterogen Se amestecă o cantitate mică de săruri de Pb (NO3) 2 și KJ într-un mortar uscat.
Notați culoarea amestecului. Apoi amestecați cu grijă amestecul cu pistil. Ce se întâmplă apoi adăugați câteva picături de apă distilată în amestecul de săruri zdrobite. În ce culoare este soluția rezultată colorată? Datorită a ceea ce se întâmplă, scrieți reacțiile corespunzătoare. Încheiați efectul gradului de dispersie a particulelor asupra ratei reacției eterogene.
EXPERIENTA 4. Influența concentrației de substanțe reactive asupra echilibrului chimic Într-un pahar mic, se amestecă 5 ml soluție de clorură ferică 0,001 și tiocianat de potasiu. Explicați ce a cauzat colorarea soluției. Scrieți ecuația pentru această reacție reversibilă.
Soluția rezultată este împărțită în mod egal în patru eprubete. În primul tub de testare, adăugați o soluție puțin concentrată de FeCl3, al doilea - o soluție concentrată de KCNS, adăugați câteva cristale KCl în al treilea și lăsați un al patrulea pentru comparație. Comparați culoarea soluțiilor din tuburile de testare.
Explicați în ce direcție este înlocuit echilibrul prin adăugarea fiecăreia dintre substanțele enumerate.
EXPERIENȚA 5. Efectul temperaturii asupra echilibrului chimic Într-o soluție apoasă de amoniac există un echilibru:
1) NH3 + H20NH3H20 + Q2) NH3H20NH4 + + OH-.
Cu o temperatură în creștere, echilibrul primei reacții se schimbă spre stânga.
Se toarnă 30-40 ml de apă distilată într-un balon conic de 100 ml, se adaugă câteva picături de soluție de amoniac concentrată și 2-3 picături de fenolftaleină. Ceea ce explică aspectul culorii purpuriu? Se încălzește soluția cu o mică flacără a arzătorului. De ce culoarea dispare și când conul este răcit cu apă din robinet, acesta apare din nou. 4. SOLUȚII. ELECTROLITIC PLASMA PROPRIETĂȚILE DE OPERARE GENERALĂ SOLUȚII Solutions - este un sistem omogen compoziție cu mai multe variabile într-o stare de echilibru termodinamic. Ele constau din particule de solut, solvent și produșii de reacție (sau solvați ai acestora, în cazul soluțiilor apoase, - hidrații). Interacțiunea dintre solvent și substanța dizolvată este însoțită de un efect termic, de o schimbare a volumului, a culorii etc.
În mod tipic, un solvent este considerat o componentă care, în condițiile date, este în aceeași stare agregată ca soluția rezultată. Dacă componentele care formează soluția nu schimbă starea agregată, atunci componenta care predomină în soluție este, de obicei, considerată a fi solventul.
EXPERIENȚĂ 1. Schimbarea volumului în timpul dizolvării a) cântăriți 8 grame de zahăr la o scară tehnico-chimică (d = 1,59 g / cm).
Calculați cantitatea de zahăr necesară. Se toarnă 25 ml de apă într-o biuretă de măsurare în 50 ml. Se toarna zaharul in biureta si se amesteca pana cand zaharul se dizolva complet. Ce se observă b) urmăriți modificarea volumului atunci când dizolvați alcoolul în apă. Pentru a face acest lucru, turnați apă (la 1/3) într-un tub îngust și adăugați ușor un volum egal de alcool. Marcați poziția nivelului lichidului superior cu inelul de cauciuc. Închideți tubul cu un dop și amestecați bine. Așteptați până când soluția sa răcit și notați nivelul soluției. Explicați ce se întâmplă.
EXPERIENȚĂ 2. Starea substanței în soluții. Formarea de solvați, hidrați Se încălzește într-un tub de testare uscat 1 - 2 iod cristalin. Observați culoarea vaporilor de iod. În ce stare este iodul în vapori? Apoi, în 3 eprubete, puneți 1 până la 2 iod cristalin. Mai întâi adăugați puțin benzen, al doilea - apă, al treilea - alcool și agitați conținutul. Observați culoarea soluțiilor, comparați-le cu colorarea vaporilor de iod. Ce explică culoarea diferită a soluțiilor În ce caz se formează solvații EXPERIENȚĂ 3. Prepararea soluțiilor suprasaturate a) se dizolvă prin încălzirea a 2 g de acetat de sodiu în 1,5 ml de apă. După închiderea tubului cu vată de bumbac, răciți-l la temperatura camerei într-un pahar de apă rece. Într-o soluție răcită, picurăți un cristal mic de acetat de sodiu (sămânță). Observați creșterea cristalelor care umple rapid întregul tub. Acordați atenție alocării căldurii. Din nou, încălziți tubul pentru a obține o soluție clară. Răciți-l cu grijă și frecați-l cu o tijă de sticlă împotriva peretelui interior al tubului, cauzând cristalizarea.
b) într-un tub de testare uscat, se încălzește lent mai multe cristale de hidrohidrohidrat de sodiu Na2S2O35H2O. Această sare se topește la 480 ° C, formând o soluție de Na2S203 în apa de cristalizare. Răciți ușor soluția sub robinet, aruncați un mic tiosulfat de sodiu cristalin în acesta. Ce se întâmplă prin încălzirea tubului cu sare din nou pentru a obține o soluție limpede, răciți-l și agitați puternic tubul. Notați și explicați fenomenele observate. Dați definiția "soluției suprasaturate".
EXPERIENȚĂ 4. Proprietățile hidraților cristalini a) se introduc într-un tub de testare uscat, se iau mai multe cristale de CoCl26 H2O (marcați culoarea lor) și se încălzește. Că se observă acest lucru Se răcește tubul și se adaugă 2 - 3 picături de apă. Dă-mi o explicație.
b) se pun câteva cristaline de sulfat de cupru CuS04H2O într-un tub de testare uscat. Asigurați tubul într-un trepied cu o înclinare, ridicându-i puțin fundul și încălzind. Observați decolorarea sarei. Când toate substanțele schimbă culoarea, opriți încălzirea și răciți-vă. Apoi adăugați 2 - 3 picături de apă. Rețineți efectul de căldură și decolorarea sarei. Scrieți ecuația de reacție. Faceți concluzii generale despre proprietățile hidraților cristalini.
HIDROLIZA SALTELOR În general, hidroliza este înțeleasă ca reacția de descompunere a unei substanțe de apă (de la hidroelectrice grecești și descompunere de liza, degradare). Hidroliza este un caz special de solvoliză a interacțiunii unui dizolvat și a unui solvent.
Hidroliza poate fi supusă compușilor chimici de diferite clase:
proteine, grăsimi, carbohidrați, eteri, săruri etc. Este dificil să se supraestimeze rolul hidrolizei în procesele biochimice. De exemplu, asimilarea polizaharidelor și dizaharidelor devine posibilă numai după hidroliza completă la monozaharide;
o parte semnificativă a energiei necesare pentru viață este eliberată datorită hidrolizei adenozin trifosfatului (ATP). Chimia anorganică se întâlnează cel mai adesea cu hidroliza sărurilor.
Hidroliza sarii se numeste interactiunea de schimb a ionilor de sare cu ionii de apa, ceea ce duce la formarea de compusi slab disociati.
Schimbările de reacții în soluțiile de electroliți se desfășoară spre formarea unor substanțe ușor disociate, volatile și slab solubile.
Luați în considerare, din acest punct de vedere, următoarea reacție de schimb:
NaOH + HNO3 = NaN03 + H20.
Această reacție dintre bază și acid pentru a forma sare și apă se numește o reacție de neutralizare. Ea continuă până la capăt, deoarece în sistem se formează o singură substanță-apă dizolvată în stare scăzută:
Dacă luăm în considerare o reacție între un acid slab și o bază tare (sau o bază slabă și un acid puternic), echilibrul chimic (little- disociat compus prezent în partea dreaptă și stângă a ecuației reacției) se stabilește în proces:
HCN + NaOH NaCN + H20, HCN + OH-CN- + H20.
Reacția inversă - interacțiunea sarei cu apa pentru a forma acid și bază - este reacția de hidroliză. Efectul total al hidrolizei este determinat de natura cationilor și a anionilor în soluție. În funcție de tipul de sare, există 4 opțiuni:
1. O sare formata dintr-o baza puternica si un acid puternic.
O astfel de sare nu suferă hidroliză, deoarece echilibrul chimic este deplasat spre stânga (către formarea unei substanțe puțin disociate - apă) NaNO3 + H20 NaOH + HNO3.
PH-ul soluției este de 7, mediul este neutru.
2. Sare formată dintr-o bază puternică și un acid slab.
Se observă hidroliza prin anion:
Mediul este alcalin (pH> 7).
a) cationul și anionul sunt NaCN + H20 NaOH + HCN monovalenți.
b) cation monovalent este anion multivalent K3PO4 + H2O K2HPO4 + KOH, K2HPO4 + H2O KH2PO4 + KOH.
Reacția de hidroliză are loc în trepte, în principiu, urmează prima etapă, a doua - ușor, iar la a treia etapă (înainte de formarea H3PO4) - curge greu (ioni OH- acumulate în soluție, iar echilibrul chimic este deplasat spre stânga).
c) cationul este polivalent, anionul este monovalent Ba (CN) 2 + H20 BaOHCN + HCN.
d) cationul și anionul sunt multivalenți 2 BaS + 2H2O Ba (HS) 2 + Ba (OH) 2.
3. Sare formată dintr-o bază slabă și un acid puternic.
Hidroliza este observată pe cation:
Mediul este acid (pH
Suprimarea hidrolizei este facilitată prin răcirea soluției și creșterea concentrației acesteia.
Experimentul 1. Determinarea pH-ului în soluții ale unor săruri Se toarnă în flacoane cu 2 ml de carbonat de sodiu Na2CO3, bicarbonatul de sodiu NaNCO3, clorură de aluminiu AICI3 și clorură de sodiu NaCI.
Determinați valoarea pH-ului fiecărei soluții utilizând o hârtie indicatoare universală. Scrieți ecuații moleculare și ionice pentru reacțiile de hidroliză ale acestor săruri. Explicați ce cauzează reacția mediului în fiecare caz.
EXPERIENȚĂ 2. Efectul temperaturii asupra gradului de hidroliză a sării Se amestecă într-o eprubetă 2 ml de soluții de clorură ferică și acetat de sodiu de aceeași concentrație. Se încălzește soluția la fierbere și se observă formarea unui precipitat maro. Scrieți ecuațiile de reacție în formă moleculară și ionică. De ce creșterea temperaturii crește gradul de hidroliză EXPERIENȚĂ 3. Efectul diluării soluției asupra gradului de hidroliză a sării Se toarnă 1 ml de soluție de clorură de antimoniu (III) în tub. Se adaugă apa distilată prin picurare la precipitat. Sarea bazică rezultată a Sb (OH) 2CI scade apa și trece în oxiclorură de antimoniu SbOCl.
Păstrați soluția cu precipitatul până la următorul experiment. Scrieți ecuațiile moleculare și ionice ale reacției de hidroliză a sării. De ce soluția de diluare crește gradul de hidroliză EXPERIENCE 4. Reacția de hidroliză la echilibru Offset (hidroliză reversibilă) a) într-o soluție de clorură de antimoniu pentru precipitarea (SbOCl) adj acid clorhidric pentru a dizolva precipitatul. Adăugați din nou apă. Explicați fenomenele observate.
b) se toarnă 2 ml de soluție concentrată de clorură de aluminiu în eprubeta. Îndepărtați o granulă de zinc pre-tratată cu acid clorhidric (pentru a îndepărta pelicula de oxid). Se încălzește soluția la fierbere.
Ce gaz se eliberează în acest caz Cum afectează prezența zincului în procesul de hidroliză a sării c) Se adaugă 5 - 6 ml de soluție de acetat de sodiu și 1 - 2 picături de fenolftaleină în tub. Se separă conținutul tubului în 2 părți, se lasă unul pentru comparație, celălalt - se încălzește la fierbere. Comparați culoarea indicatorului în ambele tuburi. Lăsați tubul să se răcească și comparați culoarea din nou. Explicați-vă observațiile. Scrieți ecuația pentru hidroliza sarei, trageți o concluzie despre mediul de soluție și efectul temperaturii asupra echilibrului hidrolitic.
5. Comună hidroliză EXPERIENȚA două săruri (hidroliza ireversibilă) a) la o soluție de clorură de aluminiu (clorură sau fier (III)) soluție de carbonat de sodiu adj. Observați formarea sedimentelor și evoluția gazului. Notați culoarea precipitatului. Asigurați-vă că precipitatul rezultat este un hidroxid amfoteric. Pentru aceasta, o parte din acesta este tratată cu o soluție de acid clorhidric, iar cealaltă - cu hidroxid de sodiu. Se observă dizolvarea precipitatului; b) se toarnă 2 ml dintr-o soluție concentrată de sulfat de crom în tub și se adaugă același volum de soluție de sulfură de sodiu. Observați formarea sedimentului. Se toarnă soluția cu sediment în două eprubete. Se adaugă o soluție de acid clorhidric concentrat, iar în cealaltă - o soluție de hidroxid de sodiu.
Ce se observă Scrieți ecuațiile moleculare și ionice pentru hidroliza articulară a două săruri. De ce nu a format din carbonat de aluminiu (fier) sulfură și crom (III) De ce precipitate obținute în experiment și au reacționat cu soluții de REACȚIILE DE OPERARE REDOX acide și alcaline Una dintre cele mai importante concepte în chimie este gradul de oxidare. Gradul de oxidare este sarcina condiționată a atomului din compus, calculată pe presupunerea că substanța are o structură ionică. Gradul de oxidare poate avea o valoare pozitivă, negativă și zero, poate fi un număr redus. Suma algebrică a gradelor de oxidare a atomilor din compus este zero.
Reacțiile în soluții pot fi împărțite în două tipuri: 1) fără a schimba gradele de oxidare, 2) așa-numitele reacții redox, procedând la o schimbare a gradului de oxidare a atomilor.
Reacțiile de oxidare-reducere reprezintă o combinație a două procese - oxidare și reducere. Oxidantul se spune ion atom neutru sau o moleculă, care, în interacțiune accepta electroni și reducerea - ion (atom neutru, molecule), donator de electroni specii. In reacții redox, electronii sunt transferați de agentul reducător la agentul de oxidare, în care numărul total de electroni, pentru a da un agent de reducere este egal cu numărul total de electroni fiind oxidant conectat.
Substanțele care conțin atomi în gradele maxime și minime de oxidare pot fi, respectiv, numai oxidanți sau numai agenți reducători. Substanțele care conțin atomi în stadiile de oxidare intermediară sunt capabile atât de creșterea, cât și de scăderea stării lor de oxidare în funcție de condițiile de reacție. Acest lucru este demonstrat de următoarea schemă a compușilor de azot în diferite grade de oxidare. În grade mai mari de oxidare, ele sunt un oxidant puternic, în agenții de reducere mai mici - de către puternici.
Creșterea proprietăților de recuperare -2 -1 -1/3 -3 0 +1 +2 +3 +4 + NH3 N2H4 NH2OH HN3 N2 N2O NO N2O3 NO2 N2O crește proprietățile oxidante sunt Reducători importante sunt metale, hidrogen, compuși în care elementele sunt în stare de oxidare inferioară:
H2S, HI, NH3, CO și altele.
Cei mai importanți oxidanți sunt: nemetalici, compuși în care elementele sunt puternic oxidate: KMnO4, K2Cr2O7, H2SO4, HNO3, etc.
Capacitatea de oxidare-reducere a substanței determină potențialul de oxidare-reducere a reacției (potențial redox):
Trimiteți-le prietenilor: