Чебоксарский институт (филиал)
ФГБОУ ВО «Московский политехнический университет»
Кафедра Транспортно-технологические машины
ОТЧЕТ
по
ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ
по дисциплине _________________________________________
Выполнил(а):
студент(ка)_______________________________
_________________________________________
группы __________________________________
учебный шифр ___________________________
Проверил(а):
Доцент Кузьмина О.В.
Чебоксары 20____
Лабораторная работа №1.
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
Цель работы – изучение скорости химической реакции и ее зависимости от концентрации реагирующих веществ, а также изучение влияния температуры и концентрации реагирующих веществ на положение химического равновесия.
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучали на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:
Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2 ↑+ S↓ + H2O
В первую колбу поместили 15 мл 0,05н раствора Na2S2O3; во вторую – 10 мл раствора Na2S2O3 и 5 мл воды; в третью – 5 мл раствора Na2S2O3 и 10 мл воды. Затем в первую колбу прилили 5 мл 1н раствора H2SO4, полученную смесь быстро перемешали и отметили время начала помутнения раствора. То же самое проделали и с двумя другими колбами. Результаты измерений внесли в таблицу.
| № колбы | Объем, мл | Общий объем раствора, мл | Условная концент-рация Na2S2O3 | Время начала помутне-ния τ, с | Относительная скорость реакции v =1/ τ | ||
| Na2S2O3 | H2O | H2SO4 | |||||
| - | |||||||
Построили график зависимости относительной скорости реакции v от условной концентрации Na2S2O3.
| Относительная скорость реакции | |||||||||||||||||
| 1 2 3 Условная концентрация Na2S2O3 |
Рис.1. График зависимости относительной скорости реакции v от условной концентрации Na2S2O3.
Вывод: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Опыт 2. Влияние концентрации веществ на химическое равновесие.
В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия хлорида железа (III) с тиоцианатом (или роданидом) аммония.
FeCl3 + 3 NH4(NCS) ↔ Fe(NCS)3 + 3NH4Cl
В пробирку на 2/3 внесли разбавленный раствор хлорида железа (III) FeCl3 и добавили несколько капель тиоцианата аммония NH4(NCS), перелив из одной пробирки в другую размешали раствор. Цвет образовавшегося раствора - _______________. Содержимое пробирки разделили на четыре части: в одну из пробирок добавили несколько кристалликов FeCl3, в другую - NH4(NCS), в третью - NH4Cl, четвертую пробирку оставили для сравнения. Отметили изменение интенсивности окраски в каждом случае, результаты опыта занесли в таблицу.
| Вещество, добавленное в исходный раствор | Изменение интенсивности окраски (усиление или ослабление) | Направление смещения равновесия (вправо или влево) |
| FeCl3 | ||
| NH4(NCS) | ||
| NH4Cl |
Выражение константы равновесия данной реакции:
Вывод: ___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Опыт 3. Изучение влияния температуры на положение химического равновесия.
Протекание прямого и обратного процессов в системе
| NH3 + H2O ↔ NH3·H2O ↔ NH4+ + ОН–, ΔH < 0 | ||
| нейтральный раствор | щелочной раствор |
связано с изменением кислотно-основного характера среды. В результате протекания прямого процесса образуются гидроксидные ионы – OH–, и среда становится щелочной. Обратный процесс приводит к образованию нейтральной среды (NH3 + H2O). О направлении смещения химического равновесия в данной системе можно судить по изменению цвета растворов в присутствии кислотно-основного индикатора фенолфталеина.
В пробирку налили 5 мл дистиллированной воды и добавили до 10 капель раствора аммиака. Прибавили несколько капель фенолфталеина и перемешали раствор, его цвет ______________________. Отлили 2-3 мл полученного раствора в другую пробирку и нагрели ее на спиртовке до ______________________________. Охладили пробирку в стакане с холодной водой). Окраска раствора стала _________________.
В соответствии с принципом Ле-Шателье, это можно объяснить следующим образом
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Вывод: ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Лабораторная работа №2.
РАСТВОРЫКИСЛОТ, ОСНОВАНИЙ, СОЛЕЙ
И ИХ СВОЙСТВА.
Цель работы – исследование свойств растворов сильных и слабых электролитов, изучение реакций в растворах электролитов и приобретение навыков составленияуравнений этих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде; научиться определять рН среды при помощи кислотно-основных катализаторов методом визуального колориметрирования; познакомиться с методикой проведения кислотно-основного титрования и методикой расчета концентрации исследуемого вещества.
Опыт 1. Изменение окраски кислотно-основного индикатора в зависимости от рН среды.
В девять пробирок налили по 2 мл дистиллированной воды. В каждую вторую пробирку в тройке добавили несколько капель 1н. раствора H2SO4, в каждую третью - несколько капель 1н. раствора NaOH (в первых пробирках нейтральная среда), хорошо перемешали содержимое пробирок. Затем в первую тройку пробирок добавили несколько капель раствора лакмуса, во вторую – метилоранж, в третью тройку – фенолфталеин, встряхнули. Отметили окраску растворов в каждом случае, результаты наблюдений занесли в таблицу.
| Название индикатора | Окраска индикатора | ||
| в нейтральной среде | в кислой среде | в щелочной среде | |
| Лакмус | |||
| Метилоранж | |||
| Фенолфталеин |
Вывод: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Опыт 2. Определение концентрации раствора соляной кислоты методом кислотно-основного титрования.
Из общего раствора пипеткой отобрали 10 мл раствора соляной кислоты HCl (V B) и перенесли в коническую колбу. Добавили несколько капель индикатора фенолфталеина, хорошо перемешали. Окраску раствора ______________________. Коническую колбу с приготовленной пробой поставили под наконечник бюретки, которую предварительно заполнили 1н. (N A) раствором щелочи NaOH. Уровень раствора NaOH (по нижнему уровню мениска) находился на нулевой отметке. Далее приступили к титрованию: одной рукой спускали раствор NaOH из бюретки небольшими порциями, при этом другой рукой кругообразными движениями перемешивали содержимое колбы. Продолжали добавлять рабочий раствор до тех пор, пока с последней каплей не изменился цвет исследуемого раствора:_____________________. Отметили уровень раствора NaOH (V A), израсходованный на нейтрализацию соляной кислоты. Титрование повторили еще раз, результаты занесли в таблицу.
| Объем раствора HCl (VB), мл | Объем раствора NaOH (VА), израсходованного на титрование, мл | Среднее значение VА, мл | NВ(HCl), моль-экв/л | ТВ(HCl), г/мл | |
Рассчитали нормальную концентрацию (N В) и титр (Т В) раствора HCl по следующим формулам:
N B = N A V A / V B,
где N A, N B – нормальные концентрации рабочего раствора А и определяемого вещества В, моль-экв/л; V A, V B – объемывеществ А и В, л (мл).
T B = N B fэкв M В / 1000,
где Т В – титр вещества В (масса вещества В, содержащегося в 1 мл раствора), г/мл; fэкв – фактор эквивалентности вещества В; М В – молярная масса вещества В, моль/л; N B – нормальность вещества В, моль-экв/л.
Уравнение реакции:
Расчеты:
N B =
T B =
Вывод: ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Опыт 3. Гидролиз солей.
В шести склянках находятся растворы солей KNO3, Na2CO3, BaCl2, Al2(SO4)3, Na2SO4, FeCl3. Стеклянной палочкой нанесли каплю каждого раствора на небольшой кусочек универсальной индикторной бумаги, отметили ее окраску в каждом случае и при сравнении со шкалой определили рН растворов. Полученные результаты занесли в таблицу.
| Формула соли | Окраска унивeрсальной индикаторной бумаги | Реакция среды | рН растворов | Какими основанием и кислотой образована соль (сильный или слабый электролит) |
| KNO3 | ||||
| Na2CO3 | ||||
| BaCl2 | ||||
| Al2(SO4)3 | ||||
| Na2SO4 | ||||
| FeCl3 |
Молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза по первой ступени:
1.___________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2. __________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3. __________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Опыт 4. Определение характера гидроксидов металлов. Амфотерность.
В три пробирки налили по 3-4 мл водных растворов солей MgSO4, ZnCl2, CrCl3. Во все пробирки добавили несколько капель 1н. раствора NaOH до образования осадков. Далее содержимое каждой пробирки разделили на 2 части: к первой части добавили несколько капель 1н. раствора азотной кислоты HNO3, а ко второй - 1н. раствора щелочи NaOH. Свои наблюдения и выводы занесли в таблицу.
| Гидроксиды | Растворимость | Характер гидроксида | |
| в кислотах | в щелочах | ||
Уравнения реакций получения гидроксидов в молекулярном и ионном виде:
1.___________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2. __________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3. __________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия гидроксидов с кислотой и щелочью:
1.___________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2. __________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3. __________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
4.___________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
5. __________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Лабораторная работа №3
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ И ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ.
Цель работы - приобретение навыков составления уравнений окислительно-восстановительных реакций; экспериментальное изучение электрохимических процессов, протекающих в работающих гальванических элементах, при электролизе водных растворов солей; ознакомление с процессами, обуславливающими электрохимическую коррозию металлов и сплавов.
Опыт 1. Изучение окислительной активности перманганата калия в разных средах.
В три пробирки налили по 2 мл раствора перманганата калия КМnО4. Для приготовления кислой, нейтральной и щелочной реакционных сред в первую пробирку добавили несколько капель серной кислоты, вторую пробирку оставили без изменений, в третью – добавили несколько капель концентрированного раствора щелочи NaOH. После этого в каждую пробирку добавили небольшое количество раствора сульфита натрия Na2SO3. Отметили изменения цвета растворов, наблюдения внесли в таблицу.
| Среда | Цвет раствора | Продукты реакции | Степень окисления Mn в продуктах реакции |
| кислая | |||
| нейтральная | |||
| щелочная |
Составили электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставили коэффициенты методом электронного баланса:
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + Н2О
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOН
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
KMnO4 + Na2SO3 + KOН → K2MnO4 + Na2SO4 + Н2О
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Опыт 2. Влияние образования гальванических пар на электрохимическую коррозию металлов в кислой среде.
2а. Налили в пробирку около 3-5 мл 0,5 М серной кислоты. Опустили в нее цинковую пластинку. Наблюдали образование газа _________. Далее коснулись цинковой пластинки медной проволокой. При этом наблюдали ________________________________________________________________________________________________________________________________________.
2б. Заменили медную проволоку на алюминиевую. При этом наблюдали ________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Результаты опытов объединили в таблицу.
| Значения электродных потенциалов | Но-мер опыта | Схема гальванического элемента | Электродные процессы | Общее уравнение реакции | |
| на аноде | на катоде | ||||
| E0Zn2+/Zn= E0Cu2+/Cu= E0Al3+/Al= E02H+/H2= | 2а | Zn|Zn2+|| 2H+|H2 (Cu) | |||
| 2б | Al|Al3+|| 2H+|H2 (Zn) |
Вывод: ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Опыт 3. Изучение защитных свойств катодных и анодных покрытий.
Приготовили три пробирки. В первую налили 2-3 мл раствора FeSO4 и добавили несколько капель красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Раствор окрашивается в ______________ цвет из-за образования комплекса турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2 (качественная реакция на ион Fe2+). Эту пробирку оставили для сравнения. Уравнение происходящей реакции:
____________________________________________________________________
В оставшиеся две пробирки налили по 3-5 мл раствора серной кислоты и добавили несколько капель красной кровяной соли K3[Fe(CN)6] и опустили в них пластинки луженого (покрытого оловом) и оцинкованного железа с нанесенными царапинами. Через несколько минут отметили изменение окраски раствора в пробирках и сравнили с цветом раствора в первой пробирке.
| Пластинка | Fe – Zn | Fe – Sn |
| Цвет | ||
| Анодная реакция | ||
| Катодная реакция | ||
| Схема коррозион-ного гальваничес-кого элемента |
Вывод: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Опыт 4. Электролиз водного раствора сульфата меди.
Заполнили электролизер раствором CuSO4. Опустили в электролизер графитовые электроды и подключили электроды к положительному (анод) и отрицательному (катод) полюсам источника тока. Через 5 мин прекратили электролиз, выключив прибор из сети, извлекли из электролизера катод и отметили произошедшие изменения: ____________________________________
____________________________________________________________________. Прежде чем вытащить анод, оценили его внешний вид и отметили, что ____________________________. В прианодное пространство опустили индикаторную бумагу. Её цвет стал ___________________. Это означает, что ____________________________________________________________________.
Схема установки.
Анодный процесс: ___________________________________________________
Катодный процесс: ___________________________________________________
Общее уравнение процесса:
____________________________________________________________________
Вывод: ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Опыт 5. Измерение ЭДС биметаллического Al - Cu гальванического элемента.
В два стакана на 50 мл налили немного 1 М растворов солей Al2(SO4)3 и CuSO4, в растворы опустили соответствующие металлические пластины. Далее растворы соединили при помощи электролитического ключа (полоска фильтровальной бумаги, смоченная насыщенным раствором хлорида калия), а металлические пластины соединили проводами через измерительное устройство. Измерения производили некомпенсационным методом при помощи вольтметра.
Показания прибора: ЭДСэксп = ________ В.
Теоретическое значение ЭДСтеор элемента рассчитали через стандартные электродные потенциалы по формуле:
ЭДСтеор =
Схема установки.
Анодный процесс: ___________________________________________________
Катодный процесс: ___________________________________________________
Общее токообразующее уравнение:
____________________________________________________________________
Схема гальванического элемента:
____________________________________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.