Быкова О.М. Практическая работа.

Быкова Ольга Михайловна
учитель в.к.к. МОУ «Красноярская СОШ №2»,
с. Красный Яр, Астраханской обл.
Практическая работа
11 класс
(2 часа)
«Скорость химических реакций. Химическое равновесие»
Цель: знать основные закономерности протекания и управления химических реакции:
понятие о скорости химической реакции. определение скорости химической реакции;
зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ, от
поверхности соприкосновения, от концентрации, от температуры, от катализатора;
определение химического равновесия, понятие прямой и обратной реакций, определение
принципа Ле – Шателье; правила техники безопасности.
Уметь объяснять влияние различных условий на скорость химической реакции, решать
задачи; объяснять на примерах смещения равновесия в зависимости от условий
химических реакций.
Оборудование и реактивы приведены после условия каждого этапа работы.
Предварительно учащиеся получают домашнее задание, связанное с изучением
содержания предстоящей практической работы. Для подготовки к работе необходимо
использовать материалы школьных учебников по неорганической и органической химии.
Правила техники безопасности
Осторожно обращайтесь с химическим оборудованием!
Ход урока
Запись темы, цели, оборудования, реактивов, оформление отчета.

Расчетные формулы
Для реакции, выражаемой уравнением nА + mВ = pС, скорость реакции выражается
n
m
формулой :   K  A   B  . При повышении температуры на 10 град. Скорость
реакции увеличивается в 2-4 раза и рассчитывается по формуле: t2  t1  
t2 t1
10
1
; V - относительная скорость химической реакции, t - время в секундах
t
Для реакции, выражаемой уравнением nA + mB → pC + qD, константа равновесия
V=
Ñ   D 
Ê
К= 1 =
n
m
Ê2
 À  Â 
p
выражается формулой:
q
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
Оборудование: штатив с пробирками, 3 химических стакана, мерный цилиндр на 25мл,
стеклянная палочка, секундомер.
Реактивы: Na2S2O3 – 0,3н раствор, H2SO4- раствор 1:200

Ход выполнения
В результате реакции между серной кислотой и тиосульфатом натрия образуется
сера, выделяющаяся в виде мути. Уравнение реакции:
Na2S2O3 + H2SO4= Na2SO4 + H2O + SO2 + S
В три пробирки налейте по 5мл раствора серной кислоты.
В три стаканчика (или колбочки) налейте: в первый – 15мл раствора тиосульфата
натрия, во второй – 10мл раствора тиосульфата натрия и 5мл воды, в третий – 5мл
раствора тиосульфата натрия и 10мл воды.
 В каждый стаканчик влейте содержимое одной из пробирок и быстро перемешайте.
 Отметьте, сколько времени пройдет от момента смешения до появления мути.
1
Относительная скорость реакции V= . Сравните наблюдаемое изменение
t
скорости реакции с изменением концентрации тиосульфата натрия.
 Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата
натрия.
 Результаты наблюдений представьте в виде графика.
По оси абсцисс отмечаются три точки, отстоящие от начала координат на а, 2а, 3а
(а – произвольно выбранный отрезок, соответствующий единице относительной
концентрации Na2S2O3). Из каждой точки восстанавливается перпендикуляр, длина
которого пропорциональна величине скорости реакции.
Линия, соединяющая верхние концы перпендикуляров, выражает графическую
зависимость скорости реакции от концентрации.


Номер
стакана
1
2
3
Форма записи опытных данных
Объем (в мл)
Относительная
концентрация
Раствора
Раствора
Н2О
Na2S2O3
H2SO4
Na2S2O3
5
15
0
3
5
10
5
2
5
5
10
1
t
V=
1
t
Зависимость скорости реакции от температур
Оборудование: штатив с пробирками, 2 химических стакана, мерный цилиндр на 25мл,
градусник, спиртовка, лабораторный штатив, асбестовая сетка, секундомер.
Реактивы: Na2S2O3 – 0,3н раствор, H2SO4- раствор 1:200





Ход выполнения
Налейте в одну пробирку 5мл раствора тиосульфата натрия, а в другую – 5мл
раствора серной кислоты. Обе пробирки поставьте в стакан с водой на 5 – 7мин,
чтобы содержимое пробирок приняло температуру воды. Измерьте температуру
воды. Слейте вместе содержимое обеих пробирок. Отметьте, через какое время
появиться муть.
В две другие пробирки налейте по 5мл тех же растворов – тиосульфата натрия и
серной кислоты. Поместите пробирки в стакан с водой. Нагрейте воду на 10
градусов выше температуры предыдущего опыта. Слейте содержимое пробирок.
Измерьте время до появления мути.
Повторите опыт, повысив температуру еще на 10 градусов.
Результаты наблюдений выразите в виде графика, откладывая по оси абсцисс
температуру и по оси ординат – относительную скорость реакции.
Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.
Номер
опыта
1
2
3
Форма записи опытных данных
Температура
t
опыта
V=
1
t
Влияние катализатора на скорость реакции
Оборудование: мерный цилиндр на 25мл, химический стакан, лучинка, спички.
Реактивы: Н2О2 – 3%-ный раствор, Mn O2
Ход выполнения
Налейте в химический стакан 5мл раствора перекиси водорода. Всыпьте туда же
небольшую щепотку (на кончике ножа) оксид марганца (IV) и опустите в пробирку
тлеющую лучинку так, чтобы она не касалась жидкости. Что наблюдаете?
 Опишите результаты опыта.
Напишите уравнение реакции. Какую роль здесь играет оксид марганца (IV)?

Влияние изменения концентрации реагирующих веществ
на химическое равновесие
Оборудование: штатив с пробирками, химический стакан
Реактивы: FeCl3 – насыщенный раствор и 0,02н , NH4SCN- насыщенный раствор и 0,02н,
NH4Cl – кристаллический

Ход выполнения
Реакция между хлорным железом и роданистым аммонием выражается
уравнением:
FeCl3 +3 NH4SCN
3NH4Cl+ Fe(SCN)3
Напишите уравнение константы равновесия данной системы.
 В стаканчике смешайте приблизительно по 10мл разбавленных растворов хлорного
железа и роданистого аммония.
Красная окраска получающегося раствора обусловлена содержанием в нем
роданового железа Fe(SCN)3. По изменению интенсивности этой окраски можно
судить о направлении смещения равновесия при изменении концентрации какоголибо из реагирующих веществ.
 Полученный окрашенный раствор разлейте поровну в четыре пробирки. В первую
пробирку добавьте 2-3 капли насыщенного раствора хлорного железа. Во вторую
пробирку добавьте 2-3 капли насыщенного раствора роданистого аммония. В
третью всыпьте немного твердого хлористого аммония, закройте пробкой и сильно
встряхните.
 Сравните окраску растворов в этих трех пробирках с окраской исходного раствора
в четвертой пробирке.
Как изменилась концентрация роданового железа в каждой из трех пробирок?
 По изменению интенсивности окраски определить направление смещения
равновесия. Сделайте вывод о направлении смещения равновесия, используя
уравнение константы равновесия.
Номер
пробирки
Форма записи опытных данных
Что
Изменение
добавлено
интенсивности
окраски
Направление
смещения
равновесия
Влияние изменения температуры на химическое равновесие

При действии йода на крахмал образуется непрочное вещество сложного состава,
окрашенное в синий цвет. Эта реакция – экзотермическая ( с выделением теплоты).
Равновесие системы можно условно изобразить следующим уравнением:
крахмал + йод → окрашенное вещество + Q



Налейте в две пробирки по 2-3мл раствора крахмала и добавьте по 2-3 капли
йодной воды. Наблюдайте появление синей окраски. Нагрейте одну из пробирок.
Исходя из принципа Ле – Шателье, объясните, почему при нагревании окраска
становиться менее интенсивной или даже совсем исчезает.
Опишите результаты опыта, сделайте вывод о проделанной работе.
Домашнее зада ние
Задача
Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры
от 150 до 200 С, если температурный коэффициент равен трем (  = 3)?
Сделайте общий вывод, исходя из поставленной цели.
Приведите рабочее место в порядок.
Сдайте тетради на проверку.
Литература
Балезин С.А., Разумовский Г.С, Филько А.И. Практикум по
неорганической химии. Учебное пособие для студентов
химико-биологических факультетов пединститутов. М: Просвещение, 1967;
Назарова Т.С., Грабецкий А.А., Лаврова В.Н. Химический эксперимент
в школе. М.: Просвещение, 1987, 240 с;
Назарова Т.С., Грабецкий А.А., Алексинский В.Н. Организация работы
лаборанта в школьном кабинете химии. М.: Просвещение, 1984, 160 с:
Стругацкий М.К, Смирнов Н.М., Блюменталь А. П. Лабораторные работы по
общей химии: для студентов заочных высших технических учебных
заведений. М.: Высшая школа, 1963, 255 с;
Чертков И.Н., Жуков П.Н. Химический эксперимент с малыми
количествами реактивов. Книга для учителя. М.: Просвещение, 1989;