Лабораторна робота 4
Мета роботи: визначити концентрацію кислоти методом титрування.
Реактиви: дистильована вода, розчини соляної кислоти HCl (або HNO3) і гідроксиду натрію NaOH (або KOH) концентрації 0,1моль / л, розчини фенолфталеїну (спиртовий розчин) або метилового оранжевого.
Устаткування: конічні колби місткістю 50-100 мл, піпетки місткістю 10 мл, бюретки місткістю 25 мл, стакани місткістю 50-100 мл, крапельниці для індикаторів, скляні палички, фільтрувальна папір.
Методика роботи
Для роботи необхідно мати розчин гідроксиду натрію NaOH концентрації 0,1 моль / л.
Як в роботі 4.2. підготуйте бюретки, заповнену розчином лугу. Наберіть піпеткою 10 мл розчину кислоти і вилийте в конічну колбу місткістю 100 мл; туди ж введіть 2-3 краплі індикатора фенолфталеїну. Колбу поставте на білий папір під бюретку.
Приступите до титрування: розчин лугу з бюретки спускайте невеликими порціями, приблизно по 0,2 мл, в розчин кислоти, який безперервно перемішуйте.
Область розчину, в яку потрапляє луг, забарвлюється в рожевий колір, який зникає при збовтуванні. Коли рожевий колір в розчині почне зникати повільно, почніть спускати розчин кислоти по 0,1 мл і так продовжуйте до тих пір, поки розчин в колбі від однієї краплі не з'явиться слабка, але досить стійка забарвлення розчину. На цьому титрування закінчується.
Визначте по розподілам бюретки обсяг розчину лугу, витрачений на нейтралізацію кислоти.
Титрування повторюють ще два рази, починаючи кожен раз з нульового розподілу бюретки.
Взятий обсяг кислоти і набутих значень обсягу лугу записують в табл. 4.3.
Результати експерименту та розрахунку
Питання для самостійної підготовки та контролю
1. Що таке титрування? Як виконується ця операція?
2. Який розчин називається стандартним?
3. Що таке точка еквівалентності і як вона фіксується?
4. Чому в точці еквівалентності відбувається різка зміна забарвлення індикатора?
5. Для чого при титруванні розчину застосовуються індикатори?
6. Що таке область переходу індикатора?
7. В якому середовищі змінюють забарвлення метиловий оранжевий і фенолфталеїн?
8. У яких об'ємних відносинах реагують розчини однакової і різної молярної концентрації?
Тема 5. Хімічна кінетика і рівновага Основні визначення і терміни
Хімічні реакції протікають з різними швидкостями. Наприклад, реакція нейтралізації практично протікає миттєво, в той час як взаємодія водню з киснем при кімнатній температурі і за відсутності каталізатора протікає надзвичайно повільно. Вчення про швидкості хімічних реакцій називають хімічної кінетикою.
Швидкість хімічної реакції визначається зміною концентрації в одиницю часу. Внаслідок того, що концентрація вихідних речовин безперервно змінюється, швидкість реакції виражають похідною від концентрації за часом
тому одиницею швидкості реакції є моль / с.
Молекулярної реакції називається число молекул (частинок), що беруть участь в елементарному акті хімічної реакції. За цією ознакою всі реакції діляться:
1) на мономолекулярні (реакції розкладання, ізомеризації);
2) бімолекулярні (реакції омилення, етерифікації та ін.);
3) тримолекулярного (каталітичне омилення ефірів та ін.).
Імовірність одночасного зіткнення декількох молекул певного виду мізерно мала; тому трехмолекулярние реакції нечисленні.
У загальному вигляді хімічну реакцію можна записати в такий спосіб:
Для такої схеми математична запис швидкості хімічної реакції виражається співвідношенням
Для цієї реакції відповідно до основним постулатом хімічної кінетики
де CA і CB - концентрації реагуючих речовин, моль / л; a і b - стехіометричні коефіцієнти речовин А і B; k - константа швидкості хімічної реакції.
Як видно в рівнянні (5.1), k = υ, якщо CA = CB = 1 моль / л. Звідси випливає, що константа швидкості чисельно дорівнює швидкості хімічної реакції при концентраціях реагуючих речовин, рівних 1 моль / л. Чисельні значення коефіцієнтів a і b в рівнянні реакції визначають порядок реакції по даної речовини, а їх сума - загальний порядок реакції.
Порядок реакції може приймати будь-яке позитивне (включаючи 0 і дробові числа) значення. Він визначає вид кінетичного рівняння, що дозволяє розрахувати константу швидкості хімічної реакції для реакцій
де C0 - початкова концентрація речовини А, моль / л; Ct - поточна концентрація речовини А, моль / л; t - час, що минув від початку реакції до моменту t. с.
Порядок реакції визначають, використовуючи досвідчені дані зміни концентрації реагуючих речовин з часом.
До складних реакцій відносяться оборотні, послідовні, паралельні і деякі інші реакції.
Оборотними називаються такі реакції, в яких поряд з протіканням прямої реакції утворення продуктів протікає зворотна реакція синтезу вихідних речовин:
Паралельними називаються реакції, в яких з вихідної речовини різними шляхами, з різною швидкістю і константою швидкості утворюються два і більше продукту:
Послідовними називаються реакції, що супроводжуються утворенням і перетворенням проміжних речовин:
Оборотні реакції характеризуються константою рівноваги K. яка визначається зі співвідношення
де k1 і k2 - константи швидкостей прямої і зворотної реакцій.
Константа рівноваги може приймати будь-яке позитивне значення. Вона залежить від ряду факторів (температури, тиску, концентрації реагуючих речовин і ін.) І визначається принципом рухомого рівноваги Ле Шательє - Брауна. Згідно з цим принципом при будь-якій зміні зовнішнього параметра, що визначає стан системи, рівновага системи зміщується в бік, послаблює вплив впливу цього параметра. Так, якщо реакція йде з виділенням теплоти, то підвищення температури змістить рівновагу в бік утворення вихідних речовин, а охолодження - в бік утворення продуктів реакції.
Якщо реакція йде зі збільшенням кількості речовини газоподібних продуктів, то більш повному протіканню реакції в прямому напрямку буде сприяти зниження тиску, а в зворотному - підвищення.
У переважній більшості випадків швидкість і константа швидкості реакції залежать від температури. Як правило, при підвищенні температури швидкість зростає. Ця залежність наближено виражається емпіричним правилом Вант-Гоффа, згідно з яким швидкість більшості хімічних реакцій при збільшенні температури на кожні 10 градусів (в межах температур до 100 ° С) зростає в два-чотири рази. Математично це записується в такий спосіб:
де kТ і kТ + 10 - константи швидкостей реакції при температурах Т і Т +10; - температурний коефіцієнт швидкості реакції ( = 2 - 4). Користуючись цим правилом, можна оцінити зміну швидкості реакції в невеликому інтервалі температур (0-100 ° С):
Більш точно залежність швидкості реакції від температури визначається рівнянням Арреніуса:
де R - універсальна газова постійна, Дж (моль ∙ К); R = 8,314; Е - енергія активації процесу, Дж / моль.
Енергією активації хімічної реакції називається мінімальна енергія, якою повинні володіти реагують молекули для подолання сил взаємного відштовхування при зіткненні.