Получение гидроксида железа (III ) и исследование его свойств

Налить в две пробирки по 5 капель раствора хлорида железа (III) и доба­вить по 3 капли 2 н. раствора щелочи до получения бурого осадка гидроксида железа (III).

FeCl 3 +3KOH = Fe(OH) 3 ↓+3KCl - бурый осадок

Fe(OH) 3 + 3НCl = FeCl 3 + 3H 2 O – растворение

Fe(OH) 3 +3KOH = K 3 – растворение

Опыт №5.

Окислительные свойства железа (III )

а) Окисление иодида калия. В пробирку с 3 каплями раствора FеС1 3 до­бавить 1 - 2 капли раствора иодида калия

4FeCl 3 +4KI = 2I 2 + 4KCl +4 FeCl 2 - желтый цвет

б) Окисление цинка. В пробирку с 3 каплями раствора FеС1 3 поместить кусочек цинка

FeCl 3 + Zn = Fe + ZnCl 2

Опыт №6.

Гидролиз солей железа (II ) и железа (III )

а) Гидролиз сульфата железа (II). Поместить в пробирку 5 капель нейтрального раствора лакмуса и добавить два микрошпателя соли Мора. Взболтать содержимое пробирки

2FeSO 4 + 2НОН = (FeОН) 2 SO 4 + H 2 SO 4

2Fe 2+ + 2НОН = 2(FeОН) + + 2Н + среда кислая

б) Гидролиз хлорида железа (III). Поместить в две пробирки по 5 ка­пель нейтрального раствора лакмуса и добавить по 2 микрошпателя хлорида железа (III).

FeCl 3 + НОН = FeОНCl 2 + НС1

Fe 3+ + НОН = FeОН 2+ + Н + среда кислая, лакмус красный

FeОН 2+ + НОН = Fe(ОН) 2 + + Н + среда кислая, лакмус более красный

Fe(ОН) 2 + + НОН= Fe(ОН) 3 ↓+ Н + среда кислая, лакмус более красный

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3НОН = 2Fe(ОН) 3 ↓+ 6NaCl + 3CO 2 

2 Fe 3+ + 3 CO 3 2- + 3НОН = = 2Fe(ОН) 3 ↓+ 3CO 2 

Кобальт. Никель Опыт 1. Получение гидроксидов кобальта (II) и никеля (II) и исследование их свойств

а) Получение гидроксида кобальта (II) и его окисление. Влить в две пробирки по 2 - 3 капли раствора соли кобальта и добавить по каплям раствор гидроксида натрия. Сначала появляется синий осадок основной соли кобаль­та, который затем меняет цвет на розовый вследствие образования гидроксида кобальта (II).

CoCl 2 + NaOH = NaCl + Co(OH)Cl ↓ - синий осадок

Co(OH)Cl + + NaOH = NaCl + Co(OH) 2 ↓ - розовый осадок

В одной пробирке размешать осадок стеклянной палочкой для обеспечения лучшего соприкосновения Со(ОН) 2 с кислородом воздуха, в другую - добавить 3 % - ного раствора пероксида водорода.

4 Co(OH) 2 + О 2 + 2H 2 O = 4 Co(OH) 3 ↓ - темно-бурый осадок

2Co(OH) 2 + H 2 O 2 = 2 Co(OH) 3 ↓ - темно-бурый осадок

б) Получение гидроксида никеля (II) и его окисление. Налить в три пробирки по 2 - 3 капли раствора соли никеля (II) и добавить по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения осадка гидроксида никеля (II).

NiCl 2 + 2NaOH = 2NaCl + Ni(OH) 2 ↓ – белый студенистый осадок

В первой пробирке перемешать осадок стеклянной палочкой, во вторую пробирку добавить 2 - 3 капли 3 % - ного раствора пероксида водорода, в третью - каплю бромной воды.

4Ni (OH) 2 + О 2 + 2H 2 O = 4Ni (OH) 3 ↓ - черно-бурый осадок

2Ni (OH) 2 + H 2 O 2 = 2Ni (OH) 3 ↓ - черно-бурый осадок

2Ni (OH) 2 + Br 2 + 2H 2 O =2HBr + 2Ni (OH) 3 ↓ - черно-бурый осадок

Опыт 2 . Получения сульфидов кобальта и никеля

Налить в две пробирки по 2 - 3 капли раствора соли кобальта и попробо­вать получить сульфид кобальта, прибавляя сероводородную воду и сульфид аммония. Такие же опыты провести с раствором соли никеля (II).

CoCl 2 + H 2 S = CoS↓ + 2HCl

CoCl 2 + (NH 4) 2 S = CoS↓ + 2(NH 4)Cl

NiCl 2 + H 2 S = NiS↓ + 2HCl

NiCl 2 + (NH 4) 2 S = NiS↓ + 2(NH 4)Cl

Влияние природы реагирующих частиц определяется их атомным составом, пространственным строением и молекулярными свойствами. Скорость химической реакции определяется скоростью разрыва одних и образованием других химических связей. Эти превращения происходят в элементарном акте реакции. Известно, что изменение длины химической связи, валентных углов и других геометрических параметров молекулы сопровождается изменением ее потенциальной энергии. Поэтому и взаимодействие частиц в элементарном акте реакции также должно характеризоваться изменением потенциальной энергии всей системы. Поскольку реагирующие молекулы обычно содержат много атомов, то элементарный акт химической реакции характеризуется многомерной поверхностью потенциальной энергии. На этой поверхности потенциальной энергии отражается влияние изменения каждого геометрического параметра одной молекулы на энергии ее взаимодействия с другой молекулой и наоборот.

Однако взаимодействие обычно происходит в одном конкретном месте молекулы – ее реакционном центре. Поэтому можно проследить изменение потенциальной энергии реагирующей системы, рассматривая ограниченное число параметров, связанных только с реакционным центром. Это могут быть, например, длины двух связей: образующейся и разрывающейся, валентный угол между ними. Тогда вместо поверхности потенциальной энергии можно рассмотреть изменение потенциальной энергии реагирующей системы относительно этого ограниченного набора ее координат, называемого координатой реакции.

Влияние температуры на скорость реакций.

С повышением температуры скорость химической реакции возрастает. В уравнении химической кинетики  = С А С В влияние температуры практически сказывается на изменении константы скорости реакции . С возрастанием температуры растет величина константы , следовательно, увеличивается сама скорость реакции.

Если через  Т обозначить константу скорости данной реакции при температуре Т, а через  Т+10К – константу скорости той же реакции при температуре (Т + 10К), отношение второй величины к первой даст так называемый температурный коэффициент скорости реакции ():

 =  Т+10К /  Т (22.)

Согласно приближенному (эмпирическому) правилу Вант-Гоффа величина температурного коэффициента  колеблется в пределах 2–4, т.е. при повышении температуры на 10 К скорость химической реакции возрастает в два–четыре раза.

Рис.1. зависимость температурного коэффициента скорости реакций от температуры в реакциях

образования (1) и разложения HI (2).

По правилу Вант-Гоффа температурный коэффициент скорости  для каждой химической реакции должен являться величиной постоянной. Однако в действительности он сильно уменьшается при повышении температуры, что хорошо видно из рис.1, где приведены кривые  = f (T) для реакций образования и разложения иодистого водорода. Повышение температуры на 30 К (от743 до 773 К) влечет за собой уменьшение температурного коэффициента первой реакции в 1,64 раза, второй – в 1,71 раза. Для этих реакций правило Вант-Гоффа справедливо лишь в сравнительно узком интервале температур.

Более точная зависимость константы скорости химической реакции от температуры была найдена Аррениусом (1889). Уравнение Аррениуса имеет вид

ln  = B  A / T, (23.)

где  - константа скорости реакции; А и В – постоянные, характерные для данной реакции; Т – термодинамическая температура.

Из уравнения (6.) видно, что логарифм константы скорости находится в линейной зависимости от обратной температуры.

Скорость любой химической реакции зависит от числа столкновений реагирующих молекул, так как число столкновений пропорционально концентрациям реагирующих веществ. Однако не все столкновения молекул сопровождаются взаимодействием. Очевидно, скорость реакции зависит не только от числа столкновений, но и от каких-то свойств сталкивающихся молекул. Это явление находит объяснение в теории активации Аррениуса.

Согласно этой теории реакционноспособны только те молекулы, которые обладают запасом энергии, необходимым для осуществления той или иной реакции, т.е. избыточной энергией по сравнению со средней величиной энергии молекулы. Такие молекулы получили название активных молекул. Эта избыточная энергия активной молекулы, благодаря которой становится возможной химическая реакция, носит название энергии активации. Эту энергию обычно выражают в кДж/кмоль. Энергия активации бывает меньше энергии разрыва связей в молекуле, так как для того чтобы молекула прореагировала, вовсе не требуется полного разрыва связей, их достаточно лишь ослабить.

Величина энергии активации зависит от строения молекулы и от того, в какую реакцию эта молекула вступает, т.е. каждая химическая реакция характеризуется свойственной ей величиной энергии активации. Она может быть снижена под воздействием внешних факторов: повышение температуры, лучистой энергии, катализаторов и др. Энергия активации проявляется в активных молекулах по-разному: активные молекулы могут обладать большей скоростью движения, повышенной энергией колебания атомов в молекуле и др.

Скорость химической реакции зависит от величины энергии активации: чем она больше, тем медленнее будет протекать данная реакция. С другой стороны, Чем меньше энергетический барьер реакции, тем большее число молекул будет обладать необходимой избыточной энергией и тем быстрее будет протекать эта реакция. Итак, Скорость химической реакции в конечном итоге зависит от соотношения между числом активных и неактивных молекул.

В теории активных соударений Аррениус показал, что количество активных молекул может быть вычислено по закону Максвелла-Больцмана:

N a = N общ e  E / RT , (24.)

где N a – число активных молекул; N общ – общее число молекул; e – основание натуральных логарифмов; Е – энергия активации; Т - термодинамическая температура; R – универсальная газовая постоянная.

Таким образом, рост скорости реакции с повышением температуры объясняется тем, что с увеличением температуры увеличивается не только средняя кинетическая энергия молекул, но и одновременно резко возрастает доля молекул, обладающих энергией выше определенного уровня, т.е. доля активных молекул, способных к реакции.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры />t/> , />присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления — для газовых реакций, от измельчения — для твердых веществ, от радиоактивного облучения)./>

Влияние концентраций реагирующих веществ. />Чтобы осуществля­лось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (части­цы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной за­кон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:/>

Cкорость химической реакции пропорциональна произведению концентра­ций реагирующих веществ.

Для реакции (/> I/>) этот закон выразится уравнением/>

v/> = />kc A /> />c B /> , /> (1)/>

где с А и с В — концентрации веществ А и В, моль/л; />k/> — />коэффициент/> пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс . />

Из уравнения (1) нетрудно установить физический смысл константы скорости />k/> : она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ сос­тавляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице./>

Константа скорости реакции />k/> />зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций./>

Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции . Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ./>

Влияние температуры/> ./>

Зависимость скорости реакции от температу­ры определяется правилом Вант-Гоффа :/>

При повышении температуры на каждые 10 о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением/>

v t />/> 2/> = />v t /> 1/> γ/> , />

где />v t /> 1/> />, />v t /> 2/> — />скорости реакции соответственно при начальной (/> t/> 1/>) и конечной (/> t/> 2/>) температурах, а />γ/> — />температурный коэффициент скоро­сти реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается ско­рость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°./>

Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реак­ции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости./>

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С 2 - С 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DС / Dt)

Где С 1 и С 2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t 1 и t 2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.
Факторы, влияющие на скорость химических реакций.
1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H 2 и N 2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H 2 O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.
Примеры
Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.
Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.

2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.
Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.
Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.
Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t 1 до t 2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

(где Vt 2 и Vt 1 - скорости реакции при температурах t 2 и t 1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).
Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

• e -Ea/RT

где
A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;
R - универсальная газовая постоянная ;

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.
Энергетическая диаграмма химической реакции.

А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.
Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.

5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами . Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа ").

Скорость химической реакции - изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

На скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы:

• природа реагирующих веществ;
• концентрация реагирующих веществ;
• поверхность соприкосновения реагирующих веществ (в гетерогенных реакциях);
• температура;
• действие катализаторов.

Теория активных столкновений позволяет объяснить влияние некоторых факторов на скорость химической реакции. Основные положения этой теории:

• Реакции происходят при столкновении частиц реагентов, которые обладают определённой энергией.
• Чем больше частиц реагентов, чем ближе они друг к другу, тем больше шансов у них столкнуться и прореагировать.
• К реакции приводят лишь эффективные соударения, т.е. такие при которых разрушаются или ослабляются «старые связи» и поэтому могут образоваться «новые». Для этого частицы должны обладать достаточной энергией.
• Минимальный избыток энергии, необходимый для эффективного соударения частиц реагентов, называется энергией активации Еа.
• Активность химических веществ проявляется в низкой энергии активации реакций с их участием. Чем ниже энергия активации, тем выше скорость реакции. Например, в реакциях между катионами и анионами энергия активации очень мала, поэтому такие реакции протекают почти мгновенно

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции

При повышении концентрации реагирующих веществ скорость реакции возрастает. Для того чтобы вступить в реакцию, две химические частицы должны сблизиться, поэтому скорость реакции зависит от числа столкновений между ними. Увеличение числа частиц в данном объеме приводит к более частым столкновениям и к возрастанию скорости реакции.

К увеличению скорости реакции протекающей в газовой фазе приведет повышение давления или уменьшение объема, занимаемого смесью.

На основе экспериментальных данных в 1867 г. норвежские учёные К. Гульдберг, и П Вааге и независимо от них в 1865 г. русский учёный Н.И. Бекетов сформулировали основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ-

Закон действующих масс (ЗДМ) :

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях равных их коэффициентам в уравнении реакции. («действующая масса» – синоним современного понятия «концентрация»)

аА + bВ = cС + dD, где k – константа скорости реакции

ЗДМ выполняется только для элементарных химических реакций, протекающих в одну стадию. Если реакция протекает последовательно через несколько стадий, то суммарная скорость всего процесса определяется самой медленной его частью.

Выражения для скоростей различных типов реакций

ЗДМ относится к гомогенным реакциям. Если реакция геторогенная (реагенты находятся в разных агрегатных состояниях), то в уравнение ЗДМ входят только жидкие или только газообразные реагенты, а твердые исключаются, оказывая влияние только на константу скорости k.

Молекулярность реакции – это минимальное число молекул, участвующих в элементарном химическом процессе. По молекулярности элементарные химические реакции делятся на молекулярные (А →) и бимолекулярные (А + В →); тримолекулярные реакции встречаются чрезвычайно редко.

Скорость гетерогенных реакций

• Зависит от площади поверхности соприкосновения веществ , т.е. от степени измельчения веществ, полноты смешивания реагентов.
• Пример — горение древесины. Целое полено горит на воздухе сравнительно медленно. Если увеличить поверхность соприкосновения дерева с воздухом, расколов полено на щепки, скорость горения увеличится.
• Пирофорное железо высыпают на лист фильтровальной бумаги. За время падения частицы железа раскаляются и поджигают бумагу.

Влияние температуры на скорость реакции

В XIX веке голландский ученый Вант-Гофф опытным путем обнаружил, что при повышении температуры на 10 о С скорости многих реакций возрастают в 2-4 раза.

Правило Вант-Гоффа

При повышении температуры на каждые 10 ◦ С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Здесь γ (греческая буква «гамма») — так называемый температурный коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа, принимает значения от 2 до 4.

Для каждой конкретной реакции температурный коэффициент определяется опытным путем. Он показывает, во сколько именно раз возрастает скорость данной химической реакции (и ее константа скорости) при повышении температуры на каждые 10 градусов.

Правило Вант-Гоффа используется для приближенной оценки изменения константы скорости реакции при повышении или понижении температуры. Более точное соотношение между константой скорости и температурой установил шведский химик Сванте Аррениус:

Чем больше E a конкретной реакции, тем меньше (при данной температуре) будет константа скорости k (и скорость) этой реакции. Повышение Т приводит к увеличению константы скорости, это объясняется тем, что повышение температуры приводит к быстрому увеличению числа «энергичных» молекул, способных преодолевать активационный барьер E a .

Влияние катализатора на скорость реакции

Можно изменить скорость реакции, используя специальные вещества, которые изменяют механизм реакции и направляют ее по энергетически более выгодному пути с меньшей энергией активации.

Катализаторы – это вещества, участвующие в химической реакции и увеличивающие ее скорость, но по окончании реакции остающиеся неизменными качественно и количественно.

Ингибиторы – вещества, замедляющие химические реакции.

Изменение скорости химической реакции или ее направления с помощью катализатора называют катализом .