72724

Курс химии: Учебно-методическое пособие

Лабораторная работа

Химия и фармакология

В практикуме представлены лабораторные работы для тринадцати лабораторных работ студентам МГУПИ, изучающим курс химии по всем формам обучения на всех специальностях, на которых это предусмотрено учебным планом в соответствии с Государственным стандартом на специальность.

Русский

2014-11-27

1.44 MB

7 чел.

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
ПРИБОРОСТРОЕНИЯ И ИНФОРМАТИКИ

КАФЕДРА МАТЕРИАЛОВЕДЕНИЕ И ТЕХНОЛОГИЯ МАТЕРИАЛОВ И ПОКРЫТИЙ

             

                                                            Учебно-методическое пособие

                                                               по лабораторным работам

                                                              дисциплины « Химия » ч.I - II

Москва 2011г.

УДК  54 (075)

                                                            

Рецензент   

д.х.н. Крашенинников А.И.

Авторы: Берлин Н.Б. , Бороздина Н.Г. , Лякина С.П.,    Наумов В.Ф.   ,  Перова Л.Г.

Курс химии: Учебно - методическое пособие по лабораторным работам. М., МГУПИ, 2010,  с.

В практикуме представлены лабораторные работы для тринадцати лабораторных работ студентам МГУПИ, изучающим курс химии по всем формам обучения на всех специальностях, на которых это предусмотрено учебным планом в соответствии с Государственным стандартом на специальность. Каждая лабораторная работа включает  теоретическое введение, описание опытов, задания для составления отчета по вариантам, тесты для защиты лабораторных работ.

Тематика лабораторных работ, представленных в пособии, охватывает основные разделы и вопросы химии, так что выполнение  лабораторных работ с использованием  настоящего практикума окажет неоценимую помощь при изучении теоретического материала по химии. В практикуме подробно представлены теоретические материалы, необходимые для усвоения теоретических основ предложенных тем.

Для усвоения материала в практикуме имеется необходимый справочный материал, представленный в приложении в виде таблиц.

Оформление лабораторных работ.

Лабораторная работы выполняется в отдельной тетради «школьного» формата. Первая страница является титульным листом, который должен содержать следующее:

- номер и название лабораторной работы;

- дата выполнения работы;

- ФИО студента;

- группа;

- номер студенческого билета;

- ФИО преподавателя.

Лабораторная работа должна быть аккуратно оформлена. Все записи должны быть сделаны четко, для замечаний рецензента необходимо оставлять поля шириной не менее 5см.

Лабораторная работа заканчивается тестированием,результат которого преподаватель проставляет на титульном листе лабораторной работы. Если результат тестирования меньше  7 баллов, то студент должен выполнить контрольные вопросы в конце лабораторной работы и защитить их у преподавателя. Контрольны вопросы, это домашнее задание, которое выполняется

по шифру, указанному в приложении. № контрольных вопросов – шифр, выбирается из шифратора по последним двум цифпам студенческого билета

Образец оформления титульного листа лабораторной работы.

Лабораторная яьная работа по химии № ...: .. .(название работы)

Дата выполнения: .. .(число, месяц, год)

Студент: ...(ФИО)
Группа: /..(шифр группы)
Студенческий билет: ...(номер билета)

Преподаватель: ...(ФИО преподавателя)

Работу выполнил__________________                  Работу принял______________________

Дата выполнения__________________                  Отметка о зачете____________________

                                                                Содержание.

                                                                                                                                                                    Стр                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                     

Введение

Лабораторные работы:                                                                                                                         

Для очной формы обучения                                                                                                                 

  1.  Классы неорганических веществ ……………………………………………………………………..4                                                                                                                                                                                            
  2.  Скорость химических реакций ……………………………………………………………………….16                      
  3.  Энергетика хим. реакций……………………………………………………………………………...23           
  4.  Направление химических процессов

     и химическое равновесие ……………………………………………………………………………..28                                                                                                                                                                                                                                                                                                                      

  1.  Ионные равновесия……………………………………………………………………………………34                                                                                                                                            
  2.  Реакции  ионного обмена ……………………………………………………………………………..42
  3.  Ионные равновесия и реакции ионного обмена в растворах электролитов …………………........47                                                                                                                           
  4.  Реакции окисления - восстановления………………………………………………………………...56                                                                                                                                                                                                                   
  5.  Электрохимические процессы…………………………………………………………......................62                                                                                                                                                                                                                                  
  6.  Общие химические свойства металлов………………………………………………………………71                                                                                            

Для заочной формы обучения:

  1.  Химическая термодинамика ………………………………………………………………………….77
  2.  Растворы электролитов ……………………………………………………………………………….85                                                                                                                          
  3.  Окислительно-восстановительные процессы………………………………………………………..94                                                                                       

                                                                    

                                                  Лабораторная работа № 1.

Классы  неорганических  веществ.

Работу выполнил__________________                  Работу принял______________________

Дата выполнения__________________                  Отметка о зачете____________________

Цель работы. Обобщение сведений по классам неорганических веществ, углубление изученного в средней школе материала, а также усвоение современной номенклатуры неорганических веществ. Рассмотрение основных свойств простых и сложных неорганических веществ, в том числе оксидов, оснований, кислот и солей.

Подготовка к лабораторной работе. Прежде, чем приступить к выполнению работы необходимо проработать материал по химической символике, по номенклатуре и классификации неорганических соединений, изучить понятия о простом веществе и химическом элементе и основные законы атомно-молекулярного учения.

Теоретическое введение.

Простые вещества.

Элементарными или простыми веществами  называются вещества, построенные из атомов одного химического элемента. Их называют гомоядерными соединениями. Они являются формой существования химических элементов в свободном виде; свойства элементарных веществ соответствуют химической природе элементов. Элементарные вещества делятся на несколько классов, основные из них: элементарные металлы (Na, К, Мg, Fe, Ni) и элементарные окислители (О2, Cl2, S, Br2). Элементарные металлы проявляют восстановительные свойства, при этом процесс отторжения электронов от атомов металлических элементов приводит к образованию элементарных положительно заряженных ионов (катионов). Самыми энергичными восстановителями являются щелочные металлы. К элементарным металлам относятся все S- элементы (кроме Н и Не), находящиеся в I A и II A группах периодической системы, все  d- элементы (I BYIII B группы) и часть р- элементов. Окислительные свойства веществ обусловлены способностью их атомов притягивать к себе электроны извне, образуя при этом элементарные отрицательно заряженные ионы (анионы). Из окислительных элементов самыми энергичными окислителями являются F2, О2, Cl2, Br2. Окислительные элементы располагаются в Y AYII A группах. При взаимодействии элементарных восстановителей с элементарными окислителями, атомы последних восстанавливаются, а атомы восстановителей – окисляются.

Например:           4 Na + O2 = 2 Na2O

   Nao – 1e = Na+  процесс окисления

   О + 2 е = О2-              процесс восстановления

   2 Nao + O = 2 Na+ + O 2-

Na – восстановитель,  О – окислитель.

                       Сложные вещества.

Сложные вещества состоят из атомов разных химических элементов.  

Из всего многообразия сложных неорганических веществ можно выделить следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.

Классы неорганических соединений.

Из всего многообразия сложных неорганических веществ можно выделить следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды. Вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-либо элемента, называются оксидами. Оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

1.Основные оксиды -  это непосредственные соединения кислорода с металлами. Им соответствуют основания. Если в молекуле оксидов атомы кислорода связаны друг с другом в анион О2-2 или О - О 2-, то такие соединения называются пероксидами.

Например:   Na2O2 – пероксид натрия

  К2О2 (К – О – О – К) пероксид калия.

Супероксиды – оксиды, в молекулах которых атомы кислорода связаны друг с другом в анион О-2 или О - О -.  Примеры оксидов и соответствующих им оснований:

основные оксиды :     основания:

 Na2O  оксид натрия     NaOH

 FeO    оксид железа (II)    Fe(OH)2

 Fe2O3   оксид железа (III)    Fe(OH)3

Если металл проявляет переменную валентность, то при названии оксида в скобках указывается валентность металла (примеры с оксидами железа).

Наиболее типичными реакциями основных оксидов являются реакции взаимодействия их с кислотными оксидами и кислотами, ведущими к образованию солей. Например:

СаО + СО2 = СаСО3

СаО + 2НСl = СаСl2 + Н2О

Поскольку реакция протекает в растворе, то правильнее выразить ее ионно - молекулярными уравнениями:

полное уравнения  СаО + 2Н+ + 2Сl- = Са2+ + 2Сl- + Н2О

окончательно    СаО + 2Н+ = Са2+ + Н2О

Основные оксиды обычно образуют металлы в низкой степени окисления (обычно +1, +2 и реже +3).

2.Кислотные оксиды (или ангидриды кислот) – это соединения кислорода с неметаллами, а также металлами, находящимися в высшей (или близкой к высшей) степени окисления. Этим оксидам соответствуют кислоты. Например:

оксид     соответствующая оксиду кислота

SO2  - оксид серы (IV)   Н2SO3 - сернистая кислота

   сернистый ангидрид

SO3 - оксид серы (VI)   Н2SO4 - cерная кислота

   серный ангидрид

Mn2O7  - оксид марганца (VII)         HMnO4 - марганцевая кислота

   марганцевый ангидрид

Наиболее характерные реакции кислотных оксидов – реакции взаимодействия с основными оксидами и основаниями.

Например:  SO3 + CaO = CaSO4

  SO3 + 2 NaOH = Na2SO4 + H2O

  SO3 + 2OH- = SO42- + H2O

3.Амфотерные – это оксиды металлов, которые могут проявлять свойства кислотных и основных оксидов. Амфотерный характер имеют оксиды некоторых металлов II, III, IV и некоторых других групп периодической системы элементов.

Например:  ZnO – оксид цинка, Al2O3 – оксид алюминия, ВеО – оксид бериллия, Cr2O3 – оксид хрома (III).

  ВеО + 2НСl = BeCl2 + H2O

  BeO + 2H+ = Be2+ + H2O

  BeO + 2Na-OH = Na2BeO2 + H2O

        бериллат натрия

В водных растворах щелочей такие оксиды, как правило, дают комплексные соединения:

 BeO + 2NaOH + H2O = Na2 Be (OH)4   тетрагидроксобериллат натрия

 BeO + 2OH- + H2O = Be (OH)42-

Для поливалентных металлов, образующих оксиды различного состава, характер оксидов меняется, в зависимости от степени окисления металла, следующим образом:

           +2    +3             +6

 CrO    Cr2O3    CrO3

основной ( низшая  амфотерный (промежу-         кислотный (высшая

степень окисления)  жуточная степень    степень окисления)

    окисления)

Гидроксиды. Гидроксиды можно рассматривать как соединения оксидов с водой, полученные прямым или косвенным способом. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, кислоты.

1.Основания – гидроксиды, молекулы которых состоят из атомов металла и гидроксильных групп. Число гидроксидов в основаниях соответствует валентности металла. Если металл проявляет переменную валентность, то она указывается в скобках при названии гидроксида.

Например:  NaOH     --     гидроксид натрия

  Fe (OH)2  -- гидроксид железа (II)

  Fe (OH)3- --   гидроксид железа (III)

При диссоциации гидроксидов в водном растворе из отрицательных ионов образуется только гидроксид-ион (OH-).

Растворимые в воде основания называются щелочами, их образуют металлы, расположенные в I А и II А группах периодической системы (LiOH, NaOH, Ва(ОН)2 и др.). Их диссоциация происходит полностью следующим образом:

 КОН = К+ + ОН-

Подобные основания относятся к сильным электролитам.

Труднорастворимые основания диссоциируют ступенчато и относятся к слабым электролитам.

Например:  Cu (OH)2  CuOH+ + OH-                I cтупень диссоциации

  CuOH+  Cu2+ + OH-          II ступень диссоциации

О силе основания можно судить по концентрации в растворе ионов ОН-. Это можно сделать с помощью индикаторов – веществ, которые меняют свою окраску при изменении концентрации ионов ОН-. Т.к. в любом водном растворе концентрация ионов ОН- и ионов Н+ связаны соотношением: ОН-Н+ = 10-14, принято для характеристики концентрации этих ионов пользоваться величиной рН (водородного показателя). рН = - lgH+.

Характерными реакциями оснований являются реакции взаимодействия с кислотными оксидами и кислотами.

Например:   Ba (OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O

  Ni (OH)2 + 2 HNO3 = Ni (NO3)2 + 2H2O

  Ni (OH)2 + 2H+ = Ni2+ + 2H2O

2.Амфотерные гидроксиды – это гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства.

Например:  Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O

     хлорид олова

  Sn (OH)2 + 2H+ = Sn2+ + 2H2O

В водных растворах щелочей амфотерные гидроксиды чаще всего образуют комплексные соли.

 Sn (OH)2 + 2NaOH = Na2Sn (OH)4    тетра гидроксостаннит натрия

 Sn (OH)2 + 2OH- = Sn (OH)42-

Для поливалентных металлов характер гидроксидов изменяется аналогично изменению характера оксидов.

Например:  +2   +3        +6

  Cr (OH)2  Cr (OH)3   H2CrO4

 основание (низшая      амфолит (промежуточ-  кислота (высшая

 степень окисления)     ная степень окисления)  степень окисления)

3.Кислоты – вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на другие атомы или группы атомов. При диссоциации кислоты в водных растворах из положительных ионов образуется только ион водорода (ион гидроксония):

 HNO3 = H+ + NO3-  H+ + H2O = H3O+

              гидроксоний-ион

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл, определяют основность кислоты:

 HCl, HNO3, HBr - одноосновные кислоты

 H2SO4, H2CO3 - двухосновные кислоты

 Н3РО4, Н3АSO4 - трехосновные кислоты

По химическому составу кислоты делятся на кислородосодержащие: H2SO3, HNO3 и т.д. и бескислородные HCl, HCN, H2S и др.

О силе кислот судят по степени их диссоциации. Сильные кислоты диссоциируют по схеме:  HCl = H+ + Cl- , слабые  HCN  H+ + CN-, причем многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

 H2S  H+ + HS-  - I ступень диссоциации

 HS-   H+ + S2-  - II ступень диссоциации

Для определения относительной силы кислоты определяют рН раствора. С повышением степени окисления  кислотообразующего элемента сила кислоты увеличивается.

Например:  HClO___HClO2____HClO3____HClO4______

   усиление кислотных свойств

Наиболее характерными химическими реакциями для кислот являются реакции взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями, солями.

Например:  Са + Н2SO4  = CaSO4 + H2

  CdO + 2HCl = CdCl2 + H2O

  Fe (OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

  BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

Соли – вещества, которые можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов или группой атомов. Различают 5 типов солей: средние или нормальные, кислые, основные, двойные, комплексные, различающиеся характером образующихся при диссоциации ионов.

1.Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты:  Nа2СО3 - карбонат натрия

  Na3РО4 - фосфат натрия

 Nа3РО4 = 3Nа+ + РО43-

2.Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты:  NаН2РО4 = Nа+ + Н2РО4-

  дигидрофосфат

  натрия

Кислые соли дают только многоосновные кислоты, при  недостаточном количестве взятого основания.

 Н2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

       гидросульфат

            натрия

При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю.

 NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

3.Основные соли – продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток.

 CuOHCl = CuOH+ + Cl-

   гидроксохлорид

 меди

Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями

(основаниями, содержащими несколько гидроксильных групп), при взаимодействии их с кислотами.

 Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O

Перевести основную соль в среднюю можно, действуя на нее кислотой:

 CuOHCl + HCl = CuCl2 + H2O

4.Двойные соли – такие, в которых электроположительная часть состоит из двух различных катионов: KAl(SO4)2 - сульфат калия-алюминия

 KAl(SO4)2 = K+ + Al3+ + 2SO42-

Характерные свойства всех рассмотренных типов солей – реакции обмена с кислотами, щелочами и друг с другом.

5.Комплексные соли – соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы (заряженные комплексы). При записи комплексные ионы принято заключать в квадратные скобки. Например:

 Ag(NH3)2 Cl = Ag(NH3)2+ + Cl-

 K2PtCl6 = 2K+ + PtCl62-

Cогласно представлениям, предложенным А.Вернером, в комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Так, например, в рассмотренных комплексных соединениях внутреннюю сферу составляют комплексные ионы Ag(NH3)2+ и PtCl62-, а внешнюю сферу соответственно Cl- и К+. Центральный  атом или ион внутренней сферы называется комплексообразователем. В предложенных соединениях это Ag+1 и Pt+4. Координированные вокруг комплексообразователя молекулы или ионы противоположного знака – лиганды. В рассматриваемых соединениях это 2NH30 и 6Cl-. Число лигандов комплексного иона определяет его координационное число. В предложенных соединениях оно соответственно равно 2 и 6.

По знаку электрического заряда различают комплексы:

1.Катионные (координация вокруг положительного иона нейтральных молекул):

 Zn+2(NH30)4Cl2-1;  Al+3(H2O0)6 Cl3-1

2.Анионные (координация вокруг комплексообразователя в положительной степени окисления лиганд, имеющих отрицательную степень окисления):

 K2+1Be+2F4-1;  К3+1Fe+3(CN-1)6

3.Нейтральные комплексы – комплексные соединения без внешней сферы Pt+(NH30)2Cl2-0. В отличие от соединений с анионными и катионными комплексами, нейтральные комплексы не являются электролитами.

Диссоциация комплексных соединений на внутреннюю и внешнюю сферы называется первичной. Протекает она почти нацело по типу сильных электролитов.

Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса связаны комплексообразователем значительно прочнее и их отщепление при диссоциации проходит лишь в незначительной степени. Обратимая диссоциация внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной.

 Ag(NH3)2+   Ag+ + 2NH30

Вторичная диссоциация комплекса протекает по типу слабых электролитов. Алгебраическая сумма зарядов, частиц, образующихся при диссоциации комплекса равна заряду комплекса.

Экспериментальная часть

ОПЫТ 1. Свойства элементарных веществ (восстановительные и окислительные свойства).

1.1.Взаимодействие металлов с разбавленной соляной кислотой.

В две пробирки поместите по кусочку металлических магния и цинка. В каждую пробирку добавьте несколько капель 2Н раствора соляной кислоты. Наблюдения запишите в лабораторный журнал. Аналогичные опыты проведите с 2Н раствором серной кислоты.

1)Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

2)Составьте электронные балансы.

3)Сделайте вывод, чем являются металлы в окислительно-восстановительных реакциях.

1.2.Окисление иодид-иона бромом.

К 3-4 каплям раствора иодида калия добавьте такой же объем бромной воды (следует избегать избытка бромной воды).

1)Что происходит с иодид-ионом при действии на него бромной воды?

2) Наблюдения занесите в лабораторный журнал.

3)Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

4) Составьте уравнения электронного баланса.

5)Укажите, чем является бром в данной реакции.

                                                  

 КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

 Исходя из положения элементов в периодической системе, укажите:

1.Какие из перечисленных ниже веществ являются элементарными     восстановителями?

 1. F2, Be, CaO, Sr, LiH. 2. K, As, H2S, Cu, S.        3. N2, Rb, CO, Cr, Ar.

4. Ti, O2, Cs, NO, I2             5. Cl2, Ca, MnO, Fe, Ne.

II.Какие вещества являются элементарными окислителями?

  1.  Zr, CrO3, Pt, F2, Sc.      2. Ni, KH, O2, Li, Kr.     3. N2O5, Mo, S, Ag, Ru.
  2.  V, Cl2, Ga, SO2, Xe.     5.Tc, Hf, N2, H2O2, Bi.

III.Исходя из химических свойств элементарных веществ, запишите уравнение реакции и составьте уравнения электронного баланса.

  1.  Al + O2              2. Na + S             3.K + I2            4. Mg + Cl2                 5.Ca + F2

ОПЫТ 2. Химические свойства оксидов.

2.1.Оксид кальция СаО.

В три пробирки внесите небольшое количество (на кончике микрошпателя) оксида кальция СаО. В первую пробирку влейте небольшое количество воды, добавьте 2-3 капли индикатора (фенолфталеина), отметьте окраску, сделайте вывод о характере исследуемого оксида. Во вторую пробирку добавьте 2 Н раствор едкого натра, а в третью – 2 Н раствор серной кислоты.

1)В каком случае происходит растворение осадка?

2)Сделайте вывод о характере оксида.

3)Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

2.2.Диоксид углерода СО2.

Приготовьте три пробирки. В первую пробирку налейте 5 мл воды и добавьте 3 капли раствора лакмуса, во вторую – 5 мл раствора известковой воды и в третью – 5 мл 2 Н раствора серной кислоты и по 3 капли раствора лакмуса. Через приготовленные растворы пропустите диоксид углерода, полученный из аппарата Киппа.

1)Наблюдаемые явления запишите в лабораторный журнал.

2)Сделайте вывод о характере оксида и его свойствах.

3) Напишите молекулярные уравнения проведенных реакций и реакций получения диоксида углерода.

2.3.Оксид цинка ZnO.

В две пробирки насыпьте небольшое количество (на кончике шпателя) оксида цинка. В одну пробирку по каплям добавьте 30 %-ный раствор щелочи, в другую – 2 Н раствор серной кислоты до полного растворения осадка.

1) Сделайте вывод о характере оксида цинка.

2) Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

ОПЫТ 3. Определение силы кислот и оснований по величине рН.

3.1.Сравнение химической активности кислот.

 Взаимодействие соляной и уксусной кислот с цинком.

В одну пробирку до 1/3 объема налейте 2Н раствор соляной кислоты, в другую столько же 2 Н раствора уксусной кислоты.

1)Определите рН каждой кислоты, используя универсальную индикаторную бумагу

2). На основании значений рН растворов сделайте вывод о силе кислот.

3)Запишите уравнение диссоциации кислот.

                В каждую пробирку бросьте по одному кусочку цинка (одинаковых по величине).

4)В каком случае водород выделяется более энергично.

5)Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

6) Объясните наблюдаемое различие в скоростях реакций, основываясь на выводе о силе кислот.

3.2.Сравнение силы оснований.

Налейте в пробирку 5 мл 1Н раствора едкого натра. Определите рН раствора, используя универсальную индикаторную бумагу.

1)Сделайте вывод о силе основания.

2)Напишите уравнение диссоциации основания.

К содержимому пробирки прибавьте 1 микрошпатель кристаллического хлорида аммония, пробирку встряхните.

3)Опять определите рН раствора.

4)Сравните полученный результат с полученным ранее.

5)Напишите уравнение прошедшей реакции в молекулярном и ионном виде.

6)Сделайте вывод о силе полученного основания.

7)Напишите уравнение диссоциации этого основания.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

 

  Из нижеперечисленных пар электролитов укажите:

1.Более сильную кислоту               1. H2SO4 и H2S  2. HNO3 и HNO2 

3. H3BO3 и HClO3  4. HCN и HMnO4  5. HF и HI

II.Более сильное основание:           1. LiOH, NH4OH  2. Mg(OH)2, Ba(OH)2

 3. Sr(OH)2, Cd(OH)2 4. Mg(OH)2, Al(OH)3 5. Fe(OH)2, Fe(OH)3

III.Укажите область рН (рН 7,  рН 7) растворов, следующих соединений:

 1. HCNS 2. H2SO3                 3. Zn(OH)2           4. Mg(OH)2  5. H2CO3

ОПЫТ 4. Кислотно-основные взаимодействия.

4.1.Свойства кислот (на примере соляной кислоты).

Насыпьте в сухую пробирку хлорид натрия слоем 2 см и прилейте 2 мл 70 %-ного раствора серной кислоты, пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой и опустите последнюю в другую пробирку. Осторожно нагрейте пробирку со смесью кислоты и соли (опыт необходимо проводить под тягой). В предварительно заполненный водой кристаллизатор переверните пробирку с полученным газообразным НСl, отнимите большой палец, закрывающий отверстие пробирки. Наблюдается интенсивное растворение газа в воде. Снова закройте пробирку пальцем, выньте из воды и переверните. К содержащемуся в пробирке раствору прибавьте 3-5 капель раствора индикатора-лакмуса.

1)Запишите свои наблюдения.

              Содержимое пробирки разлейте на две пробирки. В первую пробирку добавьте 1-2 мл 2Н раствора серной кислоты, изменяется ли окраска индикатора.

2)Сделайте вывод о возможности взаимодействия этих кислот.

              К содержимому второй пробирки добавьте по каплям из бюретки 1 Н раствор NaOH до изменения окраски индикатора.

3)Сделайте вывод о возможности протекания реакции.

4)Напишите уравнения всех протекающих реакций в молекулярной и ионной форме (в реакции получения газообразного HCl , в первую очередь образуется кислая соль).

4.2.Свойства оснований.

Внесите 5-6 капель раствора сульфата железа (II) и столько же 2Н раствора едкого натра. Бурая окраска образующегося гидроксида железа (II) объясняется частичным окислением его на воздухе в Fе(III). Содержимое пробирки разлейте на две части. Добавьте к одной части избыток 2Н раствора щелочи, к другой – избыток 2 Н раствора серной кислоты.

1)Сделайте вывод о наблюдаемых изменениях.

               Аналогичные опыты проделайте с раствором сульфата меди.

2)Отметьте цвет осадка.

3)Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной форме.

4.3.Свойства амфолитов.

В две пробирки внесите по 3-4 капли раствора соли  алюминия и по 3-4 капли 2Н раствора едкого натра до образования осадка. В одну пробирку к полученному осадку прибавьте избыток 2Н раствора едкого натра.

1)Что происходит в обоих пробирках?

                Аналогичные опыты проделайте с растворами солей цинка и трехвалентного хрома. 2)Сделайте вывод о свойствах полученных гидроксидов.

3)Напишите уравнения всех протекающих реакций в молекулярной и ионной форм

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

Исходя из химических свойств и соединений составьте молекулярные и ионные уравнения реакций:

1.Которые могут протекать с HNO3 и  с СО2

 1. Fe2O3,  SiO2,  V2O5 2. P2O5,  SO2, Cs2O 3. As2O5, K2O, CrO3

4. MgO, Cl2O7, NO2 5. Mn2O7, Li2O, NO

II.которые могут протекать с NaOH и с K2O

 1. N2O5, NiO,  BaO 2. CaO,  SO3,  Fe2O3 3. MgO, Na2O, SiO2

4. CO2, CuO, MnO 5. CrO3, HgO, CaO

III.Которые могут протекать и с НСl и с КОН

 1. Li2O, PbO, As2O3 2.Ga2O3, CO2, SiO2 3.SnO2, V2O5, Rb2O

4. MnO, Cr2O3, N2O5 5. SnO, MgO, SO3

ОПЫТ 5.  Получение солей (средних, основных, кислых).

5.1.Взаимодействие кислоты с основанием.

По методике, указанной в опыте 4.2. получите осадок гидроксида марганца (II), используя раствор соли марганца (II) и раствор едкого натра. В пробирку с осадком гидроксида марганца (II) прибавьте 2Н раствор соляной кислоты (или серной), до полного растворения осадка.

1)Напишите молекулярное и ионное уравнение реакции получения средней соли.

5.2.Взаимодействие кислот с основными оксидами.

В две пробирки внести на кончике микрошпателя по нескольку кристаллов оксида меди и оксида магния. Прибавьте по 5-6 капель 2Н раствора соляной или серной кислоты. В случае необходимости примените нагревание.

1)Отметьте цвета получающихся растворов.

2) Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

5.3.Взаимодействие кислоты с металлом.

Налейте в пробирку 4-5 капель 2Н раствора серной кислоты и добавьте один микрошпатель железных опилок (можно слегка подогреть).

1)Запишите в журнал свои наблюдения.

2)Напишите уравнение реакции.

5.4.Взаимодействие металла с солью другого металла.

В две пробирки внесите по 12-15 капель растворов сульфата меди и нитрата свинца. В первую – поместите немного металлического железа, во вторую – цинка.

1)Опишите наблюдаемые изменения.

2)Составьте уравнения реакций.

3)Сделайте вывод, в каких случаях происходит постепенное вытеснение металлов из растворов солей.

5.5.Получение основной соли.

К раствору сульфата меди по каплям прибавьте 2Н раствор гидроксида натрия до образования осадка. Содержимое пробирки нагрейте.

1)Обратите внимание на изменение цвета осадка.

2)Составьте уравнение реакции.

3)Сравните цвет осадка с цветом осадка, полученного в опыте 4.2.

5.6.Получение кислой соли.

Наполните пробирку на ½ объема известковой водой (раствор Са(ОН)2) и пропустите через нее диоксид углерода из аппарата Киппа (под тягой) до тех пор, пока первоначально образующийся осадок карбоната кальция (см. опыт 2.2.) опять не растворится вследствие образования кислой соли. 1)Раствор сохраните для следующего опыта.

2) Составьте уравнение реакции получения кислой соли из средней.

5.7.Получение нормальной соли из кислой.

К полученному в опыте 5.6. раствору кислого карбоната кальция прибавьте несколько капель известковой воды.

1)Наблюдайте образование осадка.

2) Составьте уравнение реакции.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

 Рассчитайте необходимый объем углекислого газа, массу полученных солей и напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между гидроксидом кальция (количество Са(ОН)2 в г указано) и СО2, в которых образуются:

1.Средняя соль      1.   222        2.  148  3.    74   4.    37  5. 17,5

II.Кислая соль       1.   111  2.  185  3.   91,5  4.  165,5 5. 128,5

III.Основная соль  1. 370   2. 333               3. 296     4.  259          5.   222

ОПЫТ 6. Получение комплексных солей.

6.1.Различие между простыми и комплексными ионами.

Налейте в одну пробирку 1-2 капли хлорного железа (III), в другую – такое же количество гексациано(III)феррата калия. Добавьте в обе пробирки по 2-3 капли роданида аммония.

1)Отметьте появление красного окрашивания при взаимодействии хлорного железа (III) с роданидом аммония.

2)Запишите уравнение реакции.

3) Почему нет окрашивания при взаимодействии К3Fe(CN)6 c роданидом аммония?

4)Как диссоциирует  комплексная соль в растворе?

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

 Выберите среди предложенных соединений анионные комплексы. Назовите отобранные комплексные соединения, определите заряд комплексообразователя, напишите уравнение первичной диссоциации солей в растворе, определите координационное число комплексного иона, укажите лиганды.

 1. K2 CoCNS2 Cl2  2. AgNH32Cl    3. CrH2O4 Cl2 Cl 4. K2HgBr4

                   Ni NH36 Cl3     K2 PtCl6                K PdNH3 Cl3     СrH2O3NH33Cl2

5. K4 TiCl6

CuNH34 SO4

Выберите среди предложенных комплексных соединений катионные комплексы. Назовите отобранные комплексные соединения, определите заряд комплексообразователя, напишите уравнение первичной диссоциации солей в растворе, определите координационное число комплексного иона, укажите лиганды.

 1. Na Ag NO32 ; K2 MoF8 ;   Pt NH32 Cl4

2. Co NH35 Cl Cl2 K SbCl6   Pt NH32 Cl2

3. Na Sb SO42  Co NH36 NO23 Pd NH32 Cl2

4. Na Ag NO22  Zn NH34 SO4  Co NH33 NO23

5. K2 Hg I4  Fe H2O6 Cl3  Pt NH32 Br4

Cоставьте молекулярные и ионные уравнения реакций для осуществления следующих превращений, назовите все участвующие в реакциях вещества.

1.CdSO4   CdOH2 SO4   Cd OH2   Cd NH34 OH2

2. Fe OH3    FeOHCl2    FeCl3    K3 Fe CN6 

3. Pb NO32    PbOHNO3    Pb OH2    K2 Pb OH4

4. Al2O3 Al2SO43 AlOHSO4 AlOH22 SO4 AlOH3NaAl OH4

5. Cd NO32    CdOHNO3    Cd OH2    CdNH36 OH2

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица 1

Названия важнейших кислот и их солей

Кислота

Названия

Кислоты

Соли

1

2

3

HAlO2    

Метаалюминиевая

Метаалюминат

HAsO3

Метамышьяковая

Метаарсенат

H3AsO4

Ортомышьяковая

Ортоарсенат

HAsO2

Метамышьяковистая

Метаарсенит

H3AsO3

Ортомышьяковистая

Ортоарсенит

HBO2

Метаборная

Метаборат

H3BO3

Ортоборная

Ортоборат

H2B4O7

Четырехборная

Тетраборат

HBr

Бромоводород

Бромид

HBrО

Бромноватистая

Гипобромит

HBrO3

Бромноватая

Бромат

HCOOH

Муравьиная

Формиат

CH3COOH

Уксусная

Ацетат

HCN

Циановодород

Цианид

H2CO3

Угольная

Карбонат

H2C2O4

Щавелевая

Оксалат

HCl

Хлороводород

Хлорид

HOCl

Хлорноватистая

Гипохлорит

HClO2

Хлористая

Хлорит

HClO3

Хлорноватая

Хлорат

HClO4

Хлорная

Перхлорат

HCrO2

Метахромистая

Метахромит

H2CrO4

Хромовая

Хромат

H2Cr2O7

Двухромовая

Дихромат

HJ

Иодоводород

Иодид

HOJ

Иодноватистая

Гипоиодит

HJO3

Иодноватая

Иодат

HJO4

Иодная

Периодат

HMnO4

Марганцовая

Перманганат

H2MnO4

Марганцовистая

Манганат

H2MoO4

Молибденовая

Молибдат

HN3

Азидоводород (азотистоводородная)

Азид

HNO2

Азотистая

Нитрит

HNO3

Азотная

Нитрат

HPO3

Метафосфорная

Метафосфат

H3PO4

Ортофосфорная

Ортофосфат

H4P2O7

Двуфосфорная(пирофосфорная)

Дифосфат (пирофосфат)

H3PO3

Фосфористая

Фосфит

H3PO2

Фосфорноватистая

Гипофосфит

H2S

Сероводород

Сульфид

HSCN

Родановодород

Роданид

H2SO3

Сернистая

Сульфит

H2SO4

Серная

Сульфат

H2S2O2

Тиосерная

Тиосульфат

H2S2O7

Двусерная (пиросерная)

Дисульфат (пиросульфат)

H2S2O8

Пероксодвусерная  (надсерная)

Пероксодисульфат (персульфат)

H2Se

Селеноводород

Селенид

H2SeO

Селенистая

Селенит

H2SeO4

Селеновая

Селенат

H2SiO3

Кремниевая

Силикат

HVO3

Ванадиевая

Ванадат

H2WO4

Вольфрамовая

вольфрамат

Номенклатура солей и кислот

 Для наименования солей пользуются русской и международной номенклатурой.

Русское наименование соли составляется из названия кислоты и названия металла: СаСО3 – углекислый кальций.

Для кислых солей вводится добавка «кислый»: Са(НСО3)2 – кислый углекислый кальций. Для названия основных солей добавка «основная»: (СuOH)2SO4 – основная сернокислая медь.

Наибольшее распространение получила международная номенклатура. Название соли по этой номенклатуре состоит из названия аниона и названия катиона: KNO3 – нитрат калия. Если металл имеет разную валентность в соединении, то ее указывают в скобках: FeSO4 –сульфат железа (Ш).

Для солей кислородосодержащих кислот в названии вводят суффикс «ат», если кислотообразующий элемент проявляет высшую валентность: KNO3 – нитрат калия; суффикс «ит», если кислотообразующий элемент проявляет низшую валентность: KNO2 – нитрит калия. В тех случаях, когда кислотообразующий элемент образует кислоты более чем в двух валентных состояниях, всегда применяют суффикс «ат». При этом если он проявляет высшую валентность, добавляют префикс «пер». Например: KClO4 – перхлорат калия. Если кислотообразующий элемент образует низшую валентность, применяют суффикс «ит», с добавлением префикса «гипо». Например: KClO – гипохлорит калия. Для солей, образованных кислотами, содержащими разное количество воды, добавляются префиксы «мета» и «орто». Например: NaPO3 – метафосфат натрия (соль метафосфорной кислоты), Na3PO4 – ортофосфат натрия (соль ортофосфорной кислоты). В названии кислой соли вводят приставку «гидро». Например: Na2HPO4 – гидрофосфат натрия (если в анионе один атом водорода) и приставку «гидро» с греческим числительным (если атомов водорода больше одного) – NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия. В названия основных солей вводится приставка «гидроксо». Например: FeOHCl – хлорид гидроксожелеза (П).

Номенклатура комплексных соединений.

 Название комплексного соединения начинают с указания состава внутренней сферы, потом называют центральный атом и степень его окисления.

Во внутренней сфере сначала называют анионы, прибавляя к латинскому названию окончание «о».

F-1 – фторо  Сl- - хлоро  CN- - циано  SO2-2 –сульфито

ОН- - гидроксо  NO2- - нитрито  и т.д.

Затем называют нейтральные лиганды:

 NH3 – аммин  Н2О – аква

Число лигандов отмечают греческими числительными:

I – моно ( как правило не указывается),  2 – ди,  3 – три,  4 – тетра,  5 – пента,        6 –гекса.  Далее переходят к названию центральатома (комплексообразователя). При этом учитывают следующее:

- если комплексообразователь входит в состав катиона, то используют русское    название элемента и в скобках указывают римскими цифрами степень его окисления;

- если комплексообразователь входит в состав аниона, то употребляют латинское название элемента, перед ним указывают степень его окисления, а в конце прибавляют окончание – «ат».

После обозначения внутренней сферы указывают катионы или анионы, находящиеся во внешней сфере.

При образовании названия комплексного соединения надо помнить, что лиганды, входящие в его состав могут быть смешанными: электронейтральные молекулы и заряженные ионы; или заряженные ионы разных видов.

 Ag+1NH32 Cl – хлорид диамин-серебра (I)

 K3Fe+3CN6  - гексациано (Ш) феррат калия

 NH42Pt+4OH2 Cl4 – дигидроксотетрахлоро (IV) платинат аммония

Pt+2NH32 Cl2-1о - диамминодихлорид-платина х)

Х) в нейтральных комплексах название комплексообразователя даётся в именительном падеже                                                                                                                                                                       

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №  2              

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

Работу выполнил__________________                  Работу принял______________________

Дата выполнения__________________                  Отметка о зачете____________________

Основные понятия.

  Скорости и механизмы протекания химических реакций изучает химическая кинетика     

  Скорость реакции ( v ) определяется числом молей вещества ( n ), превращенного за единицу времени ( t ) в единице объема ( V )                             1      n

                                                                            v =                                                             ( 1 )          

                                                                                         V     t

  При постоянном объеме системы выражение ( 1 ) переходит в :   v = C/t,

                                         где С - молярная концентрация вещества моль/л .

  При химической реакции концентрации исходных веществ убывают ( Сисх 0 ), а продуктов реакции - возрастают ( Спрод   0 ), поэтому для величины v можно записать два равноценных выражения: v = - Cисх/t = + Cпрод/t.

  Однородная часть системы ( жидкая, твердая , газообразная) называется фазой.

  Реакция, протекающая в системе, состоящей из одной фазы, называется гомогенной реакцией. Реакция, в которой участвует несколько фаз, называется гетерогенной.

  Скорость реакций зависит от следующих основных факторов: природы реагентов, концентрации реагирующих веществ,  температуры и присутствия катализаторов.

Влияние концентрации реагирующих веществ.

  Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется           законом действия масс ( ЗДМ ):

скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, если уравнение реакции соответствует  механизму проходящей реакции.

   В общем виде для гомогенной реакции:              aA + bB  продукты 

   скорость равна:                                        V = K * CaA *  CbB                                                                                                   (2)                 

                               где k - константа скорости реакции.

  Для реакций с участием газообразных веществ принято использовать выражение ЗДМ через парциальные давления веществ РА и РВ [ Па ]:                     а          b

                                                                                        v = k  * РА  * РВ

  Константа скорости реакции равна скорости реакции при концентрации всех реагентов, равных единице. Константа скорости зависит от природы веществ и температуры, но не зависит от концентраций.

  Сумма показателей степеней концентраций (a + b)  в кинетическом уравнении ( 2 ) называется  теоретическим  порядком реакции.

ПРИМЕР 1. Химическая реакция    H2(г)  +  I2(г)    2 HI(г)  идет в одну стадию и в прямом и в обратном направлении, и ее механизм соответствует стехиометрическому уравнению. Как изменится скорость реакции при увеличении давления в системе в 2 раза?

  Согласно ЗДМ, скорость прямой реакции:  v = kпр  CH 2  CI 2      ( порядок реакции = 2 ),                                                                                             

скорость обратной реакции:                               v = kобр  C2HI         ( порядок реакции = 2 ).

  При увеличении давления в 2 раза концентрации (парциальные давления) всех газообразных веществ увеличиваются в 2 раза, т.е. отношение скорости реакции после повышения давления к исходной скорости равно: v2/v1 = (kпр2CH 2  2CI 2  ) /(kпрCH 2 CI 2  ) = 4.

  Стехиометрическое уравнение реакции отражает лишь количественное соотношение между реагирующими веществами и не показывает механизма протекающего процесса. Реальный процесс обычно значительно сложнее, чем это отражено в стехиометрическом уравнении. Если химическая реакция протекает через несколько промежуточных стадий, то суммарная скорость реакции определяется наиболее медленной ( лимитирующей ) стадией.

ПРИМЕР 2. Реакция     2 NO(г) + 2 H2(г)  =  2 H2O(г) +  N2(г)    идет в две стадии:

( 1 )    2 NO  +  H2  =  N2  +  H2O2          ( медленная )

( 2 )    H2O2  +  H2 =  2 H2O                    ( быстрая )

  Первая стадия, являясь более медленной, определяет кинетическое уравнение всей реакции:  

 v = k  C2NO  CH 2  ,  порядок реакции = 3 , а не 4 .

  В гетерогенной системе с участием конденсированной ( твердой или жидкой) фазы химическая реакция идет на границе раздела фаз. Поверхностная концентрация молекул твердого (жидкого) вещества постоянна, поэтому скорость гетерогенной реакции зависит только от концентрации газообразных веществ. В связи с этим концентрации веществ, находящихся в конденсированной фазе, в кинетическое уравнение не входят.

ПРИМЕР 3. Для гетерогенной реакции   CaO(к)  +  CO2(г)  =  CaCO3(к)  скорость определяется кинетическим уравнением  v =  k  CCO2   .

Влияние температуры на скорость реакции.

  С повышением температуры скорости химических реакций сильно возрастают.

  Существует эмпирическое правило Вант-Гоффа:

при повышении температуры на 10 С скорость реакции ( константа  скорости ) увеличивается в 2 - 4 раза.

  Математически правило Вант-Гоффа можно записать следующим образом:

                                                             v2           k2                 T /10

                                                                                    =    =               ,                        ( 3 )                                   

                                                             v1          k1

        где = 2 4  - температурный коэффициент реакции,

              v1 и v2( k1 и k2 )-скорости ( константы скорости ) реакций

                                         при температурах Т1 и Т2 соответственно,     Т = Т2 - Т1.

ПРИМЕР 4. Как изменится скорость реакции при увеличении температуры на 30 С, если температурный коэффициент скорости реакции = 3?

    T = 30, т.о.  скорость реакции увеличится в vT+30/vT = 330/10 = 27 раз.

  Правило Вант-Гоффа приближенное. Более точно температурная зависимость скорости реакции выражается уравнением Аррениуса:     ln k  =  ln k0 -  Eакт/ (RT)                                                                                                                                                 

                                          где k0  -  предэкспоненциальный множитель,

                                                Еакт  -  энергия активации,

                                                R - универсальная газовая постоянная.

  Энергия активации - минимальная избыточная энергия взаимодействующих частиц, необходимая для протекания реакции ( рис. 1, а ).

 E

                                       

            Еакт

                                                а                Рис. 1. Изменение энергии в ходе

                                                                             некаталитической ( а ) и  

        исх                     б                                        каталитической ( б ) реакций.

                                                      прод

                                                                                   ход реакции

 

Зная температурный коэффициент реакции ( ) в интервале температур от Т1 до

Т2 = Т1+10, можно оценить величину энергии активации по уравнению:                                                      Еакт  0,1  R  T1  T2  ln                                   ( 4 )

Катализ.

  Многие химические реакции, вполне возможные с точки зрения термодинамики, протекают с малой скоростью. В присутствии некоторых веществ скорость реакции резко возрастает, хотя в стехиометрическом уравнении реакции эти вещества отсутствуют.   

   Подобные вещества, оказывающие влияние на скорость процесса, но формально в нем не участвующие, называются катализаторами. ( Вещества, уменьшающие скорость реакции, называются ингибиторами).

  Если катализатор находится в одной фазе с реагентами, говорят о гомогенном катализе, если реагенты и катализатор находятся в разных фазах - о гетерогенном катализе.

  Скорость реакции в присутствии катализатора возрастает за счет снижения энергии активации ( рис. 1, б ). Это приводит к увеличению скоростей как прямой, так и обратной реакций. При этом не происходит изменения направления реакции и смещения состояния химического равновесия, увеличивается лишь скорость его установления.

  В гомогенном катализе влияние катализатора сводится к образованию промежуточных соединений на первой стадии и конечного продукта с выделением катализатора - на второй.

ПРИМЕР 5. Реакция разложения пероксида водорода Н2О2 в присутствии хромата калия K2CrO4  протекает в две стадии, но суммарно выражается химическим уравнением следующим образом:

 2 Н2О2  =  2 H2O  +  O2 , так как

катализатор, вступая в реакцию на первой стадии, полностью выделяется на второй ( в результате реакции катализатор не расходуется ).

   При гетерогенном катализе ускорение реакции происходит за счет активирования молекул при их адсорбции на поверхности катализатора. Теория гетерогенного катализа не нашла еще своего завершения, поэтому разработка катализаторов для того или иного процесса является результатом длительных экспериментов.

  Катализаторы характеризуются избирательностью (селективностью), т.е. ускоряют одни процессы, мало влияя на другие. В присутствии различных катализаторов превращение одного и того же вещества может идти в различных направлениях.

ПРИМЕР 6. Разложение этилового спирта может идти по трем различным механизмам.

В зависимости от природы катализатора происходит ускорение (преимущественное протекание) соответствующей реакции:

                            Al2O3                            H3PO4

C2H4 + H2O C2H5OH (C2H5)2 + H2O

этилен                                    Cu, Ni              диэтиловый эфир

                                               

                                        CH3CHO + H2

                                     ацетальдегид

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов.

 В опыте исследуется реакция между растворами тиосульфата натрия и серной кислоты:            

                                   Na2S2O3  +   2 H2SO4  =   2 NaHSO4   +   H2SO3  +   S

Реакция протекает в две стадии:

( 1 )         Na2S2O3  +   2 H2SO4  =   2 NaHSO4   +   H2S2O3         ( быстрая )

( 2 )         H2S2O3  =  H2SO3  +   S                                          ( медленная )

  Сера, образующаяся в результате реакции, вызывает опалесценцию и дальнейшее помутнение раствора, поэтому о скорости протекания реакции можно судить, визуально фиксируя момент потери прозрачности раствора.

  Выполнение опыта: в трех пробирках приготовьте растворы тиосульфата натрия различной концентрации, для этого внесите в пробирку №1 -  4 капли раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды,  в пробирку №2 - 8 капель раствора тиосульфата натрия и 4 капли воды, в пробирку №3 - 12 капель раствора тиосульфата натрия. Пробирки слегка встряхните. Таким образом, при одинаковых объемах растворов концентрация тиосульфата натрия в пробирках будет в отношении 1 : 2 : 3.

  В пробирку №1 добавьте одну каплю раствора серной кислоты и одновременно включите секундомер. Пробирку встряхните для перемешивания раствора. Измерьте время от момента добавления кислоты до появления опалесценции.

  Опыт повторите с пробирками №2 и №3 , добавляя по одной капле серной кислоты и определяя время протекания реакции до одинаковой степени помутнения раствора.

Данные опыта занесите в таблицу:

№ про-   

бирки

Объем              Na2S2O3

Объем                          H2O

Объем            H2SO4

Относит.       конц-ия H2S2O3       

Время    протекания реакции t

Условная скорость       v = 100/t

1

4

8

1

1

2

8

4

1

2

3

12

-

1

3

1. Постройте график зависимости условной скорости реакции ( v ) от относительной концентрации раствора тиосерной кислоты.

2. Напишите кинетическое уравнение реакции.    

3. Сделайте вывод о соответствии полученной графической зависимости кинетическому уравнению:

  

              V 

                             1                 2                 3          C

ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость реакции.

  В опыте используется реакция между растворами тиосульфата натрия и серной кислоты      ( см. опыт 1 ).

  Выполнение опыта: в три пробирки налейте по 1 мл раствора тиосульфата натрия, в другие три пробирки - по 1 мл раствора серной кислоты. Каждую пару пробирок ( тиосульфат - кислота ) поместите в водяные бани : первую - при комнатной температуре, вторую - при температуре на

10 С выше комнатной, третью - при температуре на 20 С выше комнатной.

  Через 5 -10 мин. слейте содержимое каждой пары пробирок и по секундомеру определите время протекания реакции по появлению опалесценции.

Результаты опыта занесите в таблицу:

№ опыта

Температура, С

Время реакции, с

v = 100/t

Eакт, кДж/моль

1

2

3

1.  Запишите выражение правила Вант - Гоффа.

2. По полученным данным рассчитайте два значения температурного коэффициента реакции и его среднее значение.

3. Для каждого значения температурного коэффициента рассчитайте энергию активации реакции, а также ее среднее значение.

4. Все данные занесите в таблицу.

5.  Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость реакции.

ОПЫТ 3. Влияние катализаторов на скорость реакции.

  В опыте исследуется реакция разложения пероксида водорода в присутствии катализаторов- раствора хромата калия K2CrO4 и твердого диоксида марганца MnO2. Скорость реакции оценивается по интенсивности выделения кислорода, который обнаруживается с помощью тлеющей лучинки.

  Выполнение опыта: в две пробирки налейте по 10 капель раствора Н2О2. К отверстию одной из них поднесите тлеющую лучинку. Происходит ли выделение кислорода?

   Повторите опыт, добавив в первую пробирку несколько капель раствора хромата калия, в другую - несколько кристаллов диоксида марганца.

1) Отметьте признаки протекания реакции.

2)  Напишите уравнение реакции разложения пероксида водорода:

3)Сделайте выводы:

а)  как влияют хромат калия и диоксид марганца на скорость рассматриваемой реакции,

б) в каком случае катализ является гомогенным, в каком – гетерогенным,

в) почему в одном случае в ходе реакции изменяется окраска раствора,

г) на основе каких наблюдений можно сделать вывод о том, что катализатор в процессе   реакции не расходуется,

д) как изменяется энергия активации реакции в присутствии катализатора.

ОПЫТ 4. Влияние величины межфазной поверхности на скорость гетерогенной реакции.

    В опыте используется реакция        CaCO3(т) + 2 HCl(р) = CaCl2(р) + H2O(ж) + CO2(г) ,

протекающая на поверхности твердого карбоната кальция, взятого в компактном и измельченном виде.

    Выполнение опыта: возьмите два небольших кусочка мела ( 0,5 г ). Один из кусочков поместите в пробирку, другой разотрите в ступке и получившийся порошок поместите в другую пробирку. В обе пробирки одновременно внесите по 5 мл соляной кислоты. Отметьте время растворения мела в каждом случае:

1) Напишите кинетическое уравнение реакции .

2) Сделайте вывод о влиянии степени измельчения твердых веществ ( величины межфазной поверхности ) на скорость гетерогенной реакции.

Вариант теста   ( правильные ответы выделены ).

  1.  Скорость химической реакции: 3H2(г) + N2 (г) = 2NH3(г)  выражается уравнением:
  2.  v = k C3 H 2   CN 2           2) v = k CH 2  CN2      3) v = k CNH 3            4) v = k C2H 2 C2 N 2 

                  см.    ЗДМ, уравнение 2

  1.  Скорость химической реакции : ZnO(к) + CO(г) = Zn(к) + CO2(г) выражается уравнением:
  2.  v = k СZnO СCO        2) v = k СCO             3) v = k СZnO С2 CO      4) v = k СCO

                     см. ЗДМ для гетерогенных реакций, пример 3

  1.  Чему равен порядок реакции ( см. п. I ):
  2.   1                           2)   2                       3)   3                        4)   4

                                         см. определение, стр. 1

  1.  Укажите размерность величин, которые используются в вычислениях по закону действия масс:

        1)   моль/л                2)   Па                    3)   %                       4)  атм

                               % и атм  не системные единицы СИ

  1.  Скорость гетерогенной реакции зависит от:
  2.  концентрации газообразных веществ      3) концентрации твердых веществ

массы твердых веществ                                 4) давления

                             см. ЗДМ для гетерогенных реакций, пример 3

  1.  Константа скорости химической реакции зависит от:
  2.  энергии активации реакции                       3) температуры

концентрации реагентов                                 4) присутствия катализатора

                                 константа скорости от концентраций не зависит

  1.  Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 20 С,     если температурный коэффициент реакции равен 3 :
  2.  3                             2)  6                        3)  8                          4)  9

                                           см. уравнение ( 3 ) и ПРИМЕР 4

  1.  Влияние катализатора проявляется в:
  2.  увеличении скорости реакции                   3) изменении направления реакции

смещении равновесия                                      4) снижении энергии активации

                                      см. стр. 3 - катализ

  1.  Какие стадии химической реакции определяют ее скорость?
  2.  медленная стадия                                          3) быстрая стадия

все стадии                                                         4) промежуточные стадии

                                             см. определение, стр. 2 и ПРИМЕР 2

  1.  Во сколько раз увеличится скорость реакции (см. п.I), если общее давление в системе увеличить в2 раза?

         1) в 2 раза                    2)  4                        3)  8                           4)  16             

        увеличение давления приводит к эквивалентному увеличению концентраций всех реагентов, ПРИМЕР 1

______________________________________________________________________________________

Слушатели, не сдавшие зачет по предложенному тесту, должны выполнить контрольное задание

и представить отчет о выполненной работе ведущему преподавателю (см стр.7 ).

Контрольные вопросы

  1.  Напишите кинетическое уравнение реакции:
  2.  Р2О5(т)   +  3Н2О(ж)   =   2Н3РО4(р)      
  3.  Fe(т)      +  Н2О(г)   =   FeO(т)  +  Н2(г)
  4.  WO3(т)   +  3Н2(г)  =  W(т)  +  3Н2О(г)
  5.  Fe(т)   +  СО2(г)   =  FeO(т)  +  СО(г)
  6.  2CuS(т)  + 3О2(г)  = 2CuO(г)  +  2SO2(г)

  1.  Реакция протекает в гомогенной смеси газов согласно уравнению 2А + В = А2В.             Определите изменение скорости реакции, если:
  2.  увеличить давление в 2 раза
  3.  уменьшить объем в 3 раза
  4.  увеличить СА в 2 раза
  5.  уменьшить СА в 2 раза
  6.  увеличить СВ в 2 раза

  1.  Определите изменение скорости реакции, если температурный коэффициент и изменение температуры соответственно равны:
  2.  2  и  - 30 С          2) 3  и   30 С        3) 3  и  -20 С        4) 2  и  20 С       5) 2  и  30 С

   Рассчитайте энергию активации, если начальная температура равна 40 С.

Варианты заданий для защиты лабораторных работ.

                 2-ая цифра шифра

1-ая цифра шифра

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

0

111

135

253

234

352

333

451

425

555

524

1

112

131

211

235

353

334

452

433

551

525

2

113

144

212

231

311

335

453

434

552

533

3

114

145

213

244

312

331

411

435

553

534

4

122

141

214

245

313

344

412

431

511

535

5

123

142

222

241

314

345

413

444

512

531

6

124

155

223

242

322

341

414

445

513

544

7

125

151

224

255

323

342

422

441

514

545

8

133

152

225

251

324

355

423

442

522

541

9

134

153

233

252

325

351

424

455

523

542

Первая цифра - вариант вопроса I.

Вторая цифра - вариант вопроса II.

Третья цифра - вариант вопроса III.

ПРИМЕР. Студенческий билет № 99243   Вариант № 43

                 Соответствующий вариант задания - 245 (выделен), т.е. должны быть выполнены

                 задачи:  I-2,   II-4,   III-5.

______________________________________________________________________________________

      !Сохраните или запомните Вашу комбинацию для выполнения заданий  

        по следующим   лабораторным работам !

______________________________________________________________________________________

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3.  

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

Работу выполнил__________________                  Работу принял_________________

Дата выполнения__________________                  Отметка о зачете_______________

Основные понятия.

Наука об условиях протекания процессов, сопровождающихся изменением энергии, называется термодинамикой.

 Термодинамическая система - совокупность изучаемых объектов ( веществ, тел ), отделенных от окружающей среды физической или мысленной границей.

Система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией, называется изолированной.

Состояние системы характеризуется совокупностью физических величин - термодинамических параметров: температурой ( Т ),  давлением ( p ), объемом ( V ), концентрациями веществ ( С ) и др., а также функциями состояния - величинами, зависящими от параметров системы. К функциям состояния относятся: внутренняя энергия ( U ), энтальпия ( H ), энтропия ( S ), энергия Гиббса ( G ).

Параметры и функции состояния системы характеризуют свойства системы и не зависят от способа достижения данного состояния, т.е. их значения определяются только начальным и конечным состояниями системы и не зависят от пути перехода из начального состояния в конечное.

Любое изменение состояния системы ( т.е. изменение хотя бы одного параметра ) называется термодинамическим процессом.

В зависимости от поддерживаемых постоянных параметров различают процессы: изотермические ( T = const ), изобарные ( p = const ), изохорные ( V = const ), адиабатические ( Q = 0). В зависимости от направления передачи теплоты процессы квалифицируют как экзотермические ( выделение теплоты ) и эндотермические ( поглощение теплоты ).

Первое начало термодинамики.

Любая система обладает запасом внутренней энергии ( U ), которая складывается из потенциальных и кинетических энергий всех частиц, составляющих данную систему.             

Первое начало термодинамики:

изменение внутренней энергии системы ( U = Uкон  Uисх ) происходит за счет теплоты, полученной системой ( Q ), и работы ( W ), совершенной над ней :

                             U  =  Q  +  W                                               ( 1 )

Внутренняя энергия зависит только от параметров системы и является функцией ее состояния, теплота и работа в общем случае зависят от пути протекания процесса и не являются функциями состояния системы.

Положительному значению теплоты соответствует теплота, полученная системой, т.е. для эндотермического процесса Q  0, для экзотермического процесса   Q  0.

Химические реакции в большинстве случаев сопровождаются только механической работой расширения системы Wмех =  p  V.  Положительному значению механической работы ( Wмех  0 ) отвечает работа системы над окружающей средой ( работа расширения,    V  0 ). Если работа производится над системой ( работа сжатия, V  0 ), то Wмех  0.

Учитывая это, для систем, в которых возможна только работа расширения, выражение первого начала термодинамики принимает вид:

                          U = Q    p  V                                         ( 2 )

Для изолированной системы: Q = 0,  W = 0, следовательно U = 0, таким образом внутренняя энергия изолированной системы постоянна.

                                                           

Тепловые эффекты химических реакций.

Тепловые эффекты химических реакций изучает раздел термодинамики, называемый термохимией.

Количество выделенного ( или поглощенного ) тепла в химическом процессе называется теплотой реакции.

Из уравнения ( 2 ) следует, что теплота изохорного процесса ( V = const, V = 0 ) равна изменению внутренней энергии системы:

                                    Qv = U                                                              ( 3 ),

теплота изобарного процесса  равна изменению энтальпии системы :

                                               Qp = U + pV = ( U + pV ) = H,                   ( 4 )

                где H = U + pV   - энтальпия системы.

Таким образом теплота изохорного или изобарного процессов являются функциями состояния системы.

Уравнения ( 3 ) и ( 4 ) обосновывают экспериментально установленный закон Гесса:

теплота химической реакции ( в изохорном и изобарном процессе ) не зависит от пути протекания реакции, а определяется только исходным и конечным состояниями системы ( т.е. видом и состоянием исходных и конечных веществ ).

Это означает, что теплота реакции равна сумме теплоты всех ее промежуточных стадий. Пользуясь этим, можно вычислить тепловые эффекты процессов, экспериментальное изучение которых по тем или иным причинам невозможно.

ПРИМЕР 1. В реакции нейтрализации слабой уксусной кислоты:

CH3COOH + NaOH =  CH3COONa  + H2O

( a )                               CH3COOH + OH  =  CH3COO  + H2O,                Ha

можно выделить две стадии:

( б ) диссоциация         CH3COOH  =  CH3COO + H+,                              Hб

( в ) нейтрализация      H+ + OH  =  H2O,                                                  Hв

Реакция ( а ) представляет собой сумму реакций ( б ) и ( в ), и из закона Гесса следует, что   Hа  =  Hб + Hв.

Диссоциация слабой кислоты ( реакция ( б )) не протекает до конца, поэтому измерить теплоту этой реакции невозможно, однако, определив экспериментально теплоту нейтрализации слабой кислоты ( Hа ) и сильной кислоты ( Hв ), можно рассчитать теплоту реакции диссоциации слабой кислоты:  Hб = Hа  Hв.

Величины внутренней энергии, энтальпии и, следовательно, тепловых эффектов реакций зависят от состояния веществ и параметров системы, поэтому для возможности их сравнения вводятся понятия стандартного состояния вещества и стандартных условий.

Стандартным состоянием называется состояние индивидуального вещества в наиболее устойчивой его форме при давлении р = 101325 Па ( 1 атм ),  для растворенного вещества - при его концентрации в растворе, равной 1 моль/л.

Стандартными условиями считаются нормальное атмосферное давление р=101325 Па и температура Т = 298,15 К ( 25 С ).

Стандартной теплотой ( энтальпией ) образования химического соединения называют тепловой эффект реакции образования одного моля этого соединения из простых веществ в стандартном состоянии. Обозначается  Нf,298(  ), единицы измерения      кДж/моль .

Из этого определения следует, что стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю. Стандартные энтальпии образования соединений приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение ).

          Из закона Гесса следует, что

теплота реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции минус сумма энтальпий образования исходных веществ.

Для химической реакции в общем виде:

a1A1   +   a2A2   +     =   b1B1   +   b2B2   +   

стандартная теплота рассчитывается по уравнению:

Нх.р. =         bi  Нf,298( Bi )     aj  Нf,298( Aj ),                             ( 5 )

                                  прод                            исх

где аj  и bi  - стехиометрические коэффициенты исходных веществ

                                    и продуктов реакции соответственно;   

 Нf,298( Aj ) и Нf,298( Bi )  - стандартные энтальпии образования

                        исходных веществ и продуктов реакции.

ПРИМЕР 2. Рассчитайте стандартную теплоту реакции:  

                                         2 ZnS(т)  +  3 O2(г)  =  2 ZnO(т)  + 2 SO2(г)

Для расчета воспользуемся уравнением ( 5 ):

Нх.р. = 2 Нf,298( ZnO ) + 2 Нf,298( SO2 ) - 2 Нf,298( ZnS ) - 3 Нf,298( O2 )

Значения энтальпий образования веществ выписываем из термодинамической таблицы

( см. приложение ).

Тогда Нх.р. =  2 ( -349.0 ) + 2 ( -296.9 ) - 2 ( -201.0 ) - 3( 0 ) = -889.8 кДж

Нх.р   0    - реакция экзотермическая.

                                                Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Определение теплоты реакции нейтрализации.

Определяются тепловые эффекты следующих реакций:

                                  HCl (р) + NaOH(р)  =  NaCl(р)  + H2O(ж)

                       CH3COOH(р)  + NaOH(р)  =  CH3COONa(р)  + H2O(ж)

Проводимые реакции различаются силой участвующих в них кислот - соляная кислота является сильной и в растворе полностью диссоциирована на ионы, уксусная кислота слабая и диссоциирует лишь частично. Поэтому химическая сущность изучаемых процессов выражается следующими ионно-молекулярными уравнениями:

                                      H+(р)  +  OH-(р)  = H2O(р)

                         CH3COOH(р)  + OH(р)  =  CH3COO(р)  + H2O(ж)

При нейтрализации уксусной кислоты связыванию ионов водорода и гидроксила предшествует процесс диссоциации: CH3COOH  =  CH3COO + H+. Теплота диссоциации рассчитывается по закону Гесса ( см. пример 1 ).

Получите у преподавателя задание к опыту и запишите исходные данные:

объемы растворов (мл)    VHCl =                    VCH COOH =                  VNaOH =

концентрации (моль/л)    CHCl =                     CCH COOH =                  CNaOH =

Мерным цилиндром отмерьте заданное количество соляной кислоты и перелейте ее в калориметрический сосуд. Соберите калориметр. Наблюдайте за показаниями термометра. При достижении постоянства температуры отметьте ее значение и запишите в таблицу ( Тн ).

Мерным цилиндром отмерьте необходимое количество раствора щелочи и осторожно, но быстро прилейте щелочь к раствору кислоты в калориметре. Приведите калориметр в рабочее состояние и наблюдайте за показаниями термометра. Зафиксируйте и отметьте в таблице максимальное значение температуры ( Тк ).

В аналогичной последовательности проведите опыт с уксусной кислотой и занесите результаты опыта в таблицу.

                     Уравнение реакции

Тн, С

Тк, С

Т=Тк -Тн

Нэк, кДж

Нтеор, кДж

            H+(р)  +  OH-(р)  = H2O(р)

CH3COOH(р)  + OH(р)  =  CH3COO(р)  + H2O(ж)

Теплота реакции рассчитывается по формуле:

                                                                                               Т

                                     Нэк = - [( mк  + mщ ) C + K ]                     [Дж]                    ( 6 )

                                                                                             Vк Cк

Где   mк  и mщ              - массы растворов кислоты и  щелочи соответственно - принимаются равными   объемам VHCl и  VNaOH   в миллилитрах,

     С = 4.18 Дж/г К - удельная теплоемкость реакционной смеси,

     К =                     - постоянная (теплоемкость) калориметра,

     Т = Тк - Тн      - изменение температуры в результате реакции,

     Vк   и   Cк         - объем кислоты ( в литрах )  и  ее концентрация (моль/л) соответственно.

  

1) По полученным экспериментальным данным рассчитайте теплоту нейтрализации каждой кислоты. Результаты отметьте в таблице.

2) Рассчитайте теоретическое значение стандартной теплоты нейтрализации каждой кислоты, используя следствие из закона Гесса ( ур. 5 ). Результаты отметьте в таблице.

3) К какому типу ( экзо- или эндотермическому ) относятся данные реакции?

4) Рассчитайте относительную ошибку каждого опыта по уравнению:

                                 О.о. = (Нэк - Нтеор) / Нтеор 100    [  % ]

5) Напишите уравнение реакции диссоциации уксусной кислоты:

6) Пользуясь законом Гесса, рассчитайте теоретическое значение теплоты диссоциации уксусной кислоты ( см. пример 1 ):

7) Рассчитайте теплоту диссоциации уксусной кислоты по полученным экспериментальным данным. Сопоставьте полученные результаты.

Вариант  контрольного теста .

  1.  Изолированная система характеризуется следующими свойствами:
  2.  V = const                    2. m = const                       3. P = const                      4. Q = 0

  1.  К изобарным процессам относятся процессы, протекающие при:
  2.  T = const                      2. P = const                       3. V = const                      4. Q = 0

  1.  Изменение энтальпии определяет:
  2.  теплоту химической реакции при V= const         3. скорость химической реакции

теплоту химической реакции при Р= const         4. направление химической реакции

  1.  Определите знак Н для процесса перехода жидкости в пар:
  2.  Н 0                           2. Н 0                        3. Н 0

  1.  Для каких веществ стандартная теплота образования равна нулю:
  2.  C2H4                      2. Fe                      3. HF                      4. F2                   5. NaCl

  1.  Для химической реакции BeO(т) + CO2(г) = BeCO3(т) известны значения Нf, 298(BeO) и  

      Нf, 298(BeCO3). Можно ли по этим данным рассчитать теплоту реакции?

  1.  можно                              2. данных недостаточно

  1.  Укажите значение теплоты перехода вещества из твердого состояния в жидкое:
  2.  Н 0                           2. Н 0                                 3. Н = 0

  1.  Стандартная теплота реакции  4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2Cl2(г) рассчитывается по формуле:
  2.  Hх.р. = 2Hf,298(H2O)  -  4Hf, 298(HCl)
  3.  Hх.р. =   Hf,298(H2O)  -    Hf, 298(HCl)
  4.  Hх.р. =  4Hf,298(HCl)  -   2Hf, 298(H2O)
  5.  Hх.р. = 2Hf,298(H2O) + 2Hf,298(Cl2) -  4Hf, 298(HCl) - Hf,298(O2)  

  1.  Стандартная теплота реакции 3H2(г) + N2(г) = 2NH3(г)  равна   - 92,4 кДж, стандартная теплота  образования  NH3 равна:
  2.  - 92.4 кДж /моль      2. - 46.2 кДж/моль     3. + 92.4 кДж/моль     4. - 184.8 кДж/моль

  1.  Рассчитайте стандартную теплоту реакции CO(г) + 1/2O2(г)  =  CO2(г), если известны

     Hf,298(CO) = - 110.5 кДж,        Hf,298(СО2) = - 393.5 кДж

  1.  + 283 кДж                    2. - 283 кДж                3. - 504 кДж                4. 393.5 кДж

Ответы и комментарии.

  1.       1, 2, 4           см. определение стр. 1, давление может изменяться
  2.       2                   см. определение стр. 1
  3.      2                   см. определение стр. 2, уравнение ( 4 )
  4.      2                   процесс испарения сопровождается поглощением энергии
  5.       2, 4               энтальпия образования простых веществ по определению равна нулю
  6.      2                   должны быть известны термодинамические параметры всех веществ
  7.     2                   процесс плавления эндотермический
  8.    1, 4               см. закон Гесса, уравнение ( 5 )
  9.       2                   в данном уравнении участвует 2 моля аммиака
  10.        2                   см. закон Гесса, уравнение ( 5 )                

Контрольные вопросы.

  1.  Напишите уравнение реакции, тепловой эффект которой равен теплоте образования соединения:
  2.  H2O(ж)        2. NO2(г)        3. CuO(т)         4. NH3(г)         5. Al2O3(т)
  3.  Рассчитайте стандартную теплоту реакции 2Cu2O (т) + O2(г) = 4CuO(т), в которой количество прореагировавшего кислорода равно:
  4.  2 моля          2. 16 г.           3. 64 г.             4. 11,2 л           5. 44,8 л
  5.  При диссоциации ортокремниевой кислоты можно рассматривать пять процессов:

а) H4SiO4   = 4 H+ + SiO44-  ,    H(a)

б) H4SiO4  = H+     + H3SiO4-  ,  H(б)

в) H3SiO4-   = H+   + H2SiO42- ,    H(в)

г) H2SiO42- = H+   + HSiO43-,    H(г)

д) HSiO43-  = H+   + SiO44- ,      H(д)

Как, пользуясь законом Гесса, определить тепловой эффект

   1. Н(а)             2. Н(б)           3.  Н(в)          4. Н(г)          5.Н(д)

если теплота всех остальных процессов известна. Ответ мотивируйте.

                  

ПРИЛОЖЕНИЕ.

Термодинамические характеристики некоторых веществ.

Вещество

Hf,298  кДж/моль

S298  Дж/моль К

Gf,298   кДж/моль

ZnO (к)

- 349

43.5

- 318.23

ZnS (к)

- 201

57.7

- 198.21

SO2 (г)

- 296.9

248.1

- 300.2

NH4Cl (к)

- 315.39

94.56

- 203.2

NH3 (г)

- 46.19

192.5

- 16.64

HCl (г)

- 92.3

186.7

- 94.83

CuO (к)

- 162

42.63

- 129.4

Cu2O (к)

- 173.2

92.93

- 150.5

O2 (г)

0

205.04

0

H2O (ж)

- 285.84

69.96

- 237.3

CH3COOH (р)

- 484.09

159.83

- 396.7

CH3COO- (р)

- 485.64

87.58

- 369.36

H+ (р)

0

0

0

OH- (р)

- 230.02

- 10.71

- 157.35

                                                       ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4

 НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ И                                                   ХИМИЧЕСКОЕ   РАВНОВЕСИЕ.

Работу выполнил______________________                Работу принял_____________________

Дата выполнения______________________                Отметка о зачете___________________

Основные понятия.

    Большинство физико-химических процессов обратимо, т.е. в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

    Самопроизвольным процессом называют процесс, протекающий без воздействия внешних сил, в отличии от несамопроизвольного ( вынужденного ) процесса, протекающего только при поступлении в систему энергии из окружающей среды.

    Любой самопроизвольный процесс стремится привести систему в состояние равновесия -           состояние, из которого система не может выйти без внешнего воздействия.

    Возможности, направление и предел протекания самопроизвольных процессов устанавливает второе начало термодинамики.

Второе начало термодинамики.

Существует функция состояния ( свойство ) системы - энтропия ( S ), измене-    

ние которой для самопроизвольного процесса связано с поглощенной теплотой и    

температурой системы соотношением:

                                                    S    Q/T                                  ( 1 )

    Для изолированной системы теплообмен с окружающей средой отсутствует ( Q = 0 ), следовательно: в изолированной системе процессы могут протекать только в сторону возрастания энтропии ( S   0 ),  равновесию соответствует максимальное значение энтропии системы (S = 0).

    Энтропия связана с хаотическим ( тепловым ) движением в системе ( является мерой молекулярного хаоса ) и зависит от числа частиц в системе, температуры, объема и агрегатного состояния вещества. Величина энтропии системы определяется уравнением Больцмана:

S  =  k  ln w   ( 2 ), где k  =  R/NA - постоянная Больцмана,     w - термодинамическая вероятность - число способов, которым общий запас внутренней энергии системы может быть распределен по доступным уровням энергии всех частиц, составляющих систему.

    При температуре Т = 0 К прекращается любое тепловое движение материи. В этих условиях частицы, составляющие правильный кристалл индивидуального вещества могут быть размещены единственным способом ( w = 1 ), следовательно: энтропия правильно образованного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле температуры равна нулю   ( постулат Планка или третий закон термодинамики ).

    С повышением температуры число возможных состояний быстро увеличивается, что приводит к возрастанию энтропии.  При переходе твердого вещества в жидкость (плавлении) энтропия вещества возрастает на :  Sпл   =  Hпл /Tпл     8  Дж/(моль К),  при испарении вещества ( переходе жидкость пар ) возрастание энтропии более значительно:                S исп = H исп /T кип   90 Дж/(моль К).  Таким образом для значений энтропии вещества в различных фазовых состояниях всегда выполняется соотношение:

                                           S тв      S жидк      S газ.

    Абсолютные значения энтропии веществ в стандартном состоянии  S298 в Дж/(моль К) приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение ).

    Т.к. энтропия является функцией состояния, для химической реакции:

a1A1   +   a2A2   +     =   b1B1   +   b2B2   +                                ( * )

    изменение энтропии рассчитывается по уравнению:

Sх.р. =         bi  S298( Bi )     aj  S298( Aj ),                                   ( 3 )

                                     прод                        исх

               где аj  и bi  - стехиометрические коэффициенты исходных веществ

                                    и продуктов реакции соответственно;

S298( Bi ) и S298( Aj ) - стандартные энтропии исходных веществ и продуктов реакции.

                                  

          Определение направления химической реакции.

    Объединяя выражения первого начала термодинамики ( U = Q + W ) и второго начала для самопроизвольного процесса ( S  Q/T ), получаем:

                                                       UW    T S                                               ( 4 )

    В случае химической реакции, протекающей при постоянных давлении и температуре, а также при отсутствии всех видов работ кроме работы расширения ( W = - p V ), уравнение  (4) переходит в:                           U + p VT S    0                               (5 )

Величина U + p VT S  =  HT S  =  G  называется энергией Гиббса.

       Таким образом,  самопроизвольный процесс всегда сопровождается уменьшением энергии Гиббса системы, иными словами – условие G  0   является термодинамическим критерием возможности самопроизвольного протекания процесса (при p = const,  T = const).

    В состоянии равновесия энергия Гиббса системы принимает минимальное значение и не изменяется, т.е. G = 0.

    Энергия Гиббса является функцией состояния системы, поэтому для реакции ( * ) стандартное изменение G можно рассчитать по уравнению:

Gх.р. =         bi  Gf,298( Bi )     aj  Gf,298( Aj ),                             ( 6 )

                                  прод                            исх

               где аj  и bi  - стехиометрические коэффициенты исходных веществ

                                    и продуктов реакции соответственно;

Gf,298( Bi ) и Gf,298( Aj ) - стандартные энергии Гиббса образования исходных  веществ и продуктов  реакции.

    Стандартная энергия Гиббса образования соединения определяется как изменение энергии Гиббса реакции получения одного моля этого соединения из простых веществ в стандартном состоянии. Из определения следует, что стандартные энергии Гиббса образования простых веществ равны нулю. Величины стандартных энергий Гиббса образования веществ приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение ).

    Из определения энергии Гиббса следует, что соотношение между стандартными термодинамическими функциями химической реакции выражается уравнением:

                                           G Т  =  H Т  –  Т ST                                                                  ( 7 )  

Химическое равновесие.

    Состояние химического равновесия достигается при равенстве скоростей прямой и обратной реакций ( кинетическое условие равновесия ), при этом состав системы остается постоянным, а значение энергии Гиббса достигает минимального значения и со временем не изменяется ( G = 0 - термодинамическое условие равновесия ).

    Основным законом химического равновесия является закон действия масс ( ЗДМ ), который в случае гомогенной реакции можно сформулировать следующим образом:

    отношение произведения равновесных концентраций ( парциальных давлений - для     

    газовых реакций ) продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффици-

    ентов к аналогичному произведению для исходных веществ при данной температуре  

    есть величина постоянная.

Т.о. для химической реакции ( * ):

        B1 b1 B2 b2 ....          П Bi bi                           Р(В1)b1 Р(В2)b2 ....          П Р(Вi)bi

Кc  =   =                Кр  =    =        ( 8 )        

        A1 a1 A2 a2 ....           П Aj aj                          Р(A1)a1 Р(A2)a2 ....           П Р(Aj)aj

 где Кс и Кр – константы равновесия реакции, выраженные соответственно через   

                       равновесные концентрации и равновесные парциальные давления веществ.

    Величина константы равновесия указывает на степень протекания реакции ( слева направо ): если Кс(Кр) 1, то в равновесной смеси преобладают продукты реакции, если выполняется обратное соотношение Кс(Кр) 0 – в равновесной смеси преобладают исходные реагенты.

   !!!Для гетерогенных реакций с участием газообразных веществ концентрации ( парциальные давления ) веществ, находящихся в конденсированной фазе ( жидкой или твердой ) считаются величинами постоянными и в выражение константы равновесия не входят!!!

    Константа равновесия связана с термодинамическими параметрами системы уравнением изотермы химической реакции:             GT    - RT ln KpT = - 2.3 RT lg Kp              ( 9 )

Смещение химического равновесия.

    При изменении условий протекания реакции ( состава смеси, давления, температуры ) состояние равновесия смещается в сторону протекания прямой ( слева направо ) или обратной ( справа налево ) реакции.

    Направление смещения равновесия в качественной форме подчиняется принципу         Ле-Шателье:  изменение условий в равновесной системе приводит к смещению равновесия в   направлении протекания процесса, ослабляющего произведенное воздействие.

а). Влияние состава реакционной смеси.

    При увеличении концентраций ( парциальных давлений ) исходных веществ или при уменьшении концентраций продуктов реакции равновесие смещается в сторону протекания прямой реакции ( вправо );

    при увеличении концентраций продуктов реакции или уменьшении концентраций исходных веществ равновесие смещается в сторону протекания обратной реакции ( влево ).

б). Влияние температуры.

    При увеличении температуры равновесие смещается в сторону протекания эндотермической реакции ( Н 0 );

    при уменьшении температуры равновесие смещается в сторону протекания экзотермического процесса ( Н 0 ).

в). Влияние общего давления в системе.

    При увеличении общего давления ( уменьшении объема ) равновесие смещается в сторону протекания той реакции, при которой уменьшается количество газообразных веществ ( в сторону уменьшения суммарного объема газов ).

ПРИМЕР 1.

Для химической реакции:        2 ZnS(т)  +  3 O2(г)  =  2 ZnO(т)  +  2 SO2(г)

    А). определите направление самопроизвольного ее протекания в стандартных условиях.

Рассчитываем энергию Гиббса реакции по уравнению ( 6 ):

Gх.р., = 2 Gf,298(ZnO)  +  2 Gf,298(O2)  -  2 Gf,298(ZnS)  -  3 Gf,298(SO2)

стандартные значения термодинамических величин выписываем из таблицы ( приложение ):

 Gх.р., = 2 (-318.23) + 2 (-300.2) – 2 (-198.21) – 3 (0) =  - 845.88 кДж 0, следовательно при стандартных условиях возможна прямая реакция.

    Б). Определите направление протекания реакции при Т = 1000 К.

Т.к. условия отличны от стандартных, для расчета энергии Гиббса реакции воспользуемся уравнением ( 7 ) : GТ  =  HТ  –  Т ST , где Т = 1000 К

Значения теплоты реакции и изменение энтропии слабо зависят от температуры, поэтому можно принять, что :       Hf, Т   Hf,289,     ST    S298  , тогда:

H298 = - 889.8 кДж ( см. пример 2 предыдущей л.р. )

S298   = 2 SТ(ZnO)  +  2 SТ( SO2)  -   2 SТ(ZnS)  -  3 SТ(O2) =

          = 2 43.5  + 2 248.1 – 2 37.7 – 3 205.03  =  - 147.29 Дж/К - 0.1473 кДж/К ( по ур. ( 3 ))

 G Т  = - 889.8 – 1000 (- 0.1473 ) = - 742.5 кДж 0, следовательно при 1000 К реакция идет в прямом направлении.

    В). напишите выражение константы равновесия Кр и рассчитайте ее значение для стандартных условий и при Т = 1000 К.

В соответствии с ЗДМ ( ур-ние 8 ) для гетерогенных реакций  Кр =  Р2(so2)/Р3(o2), остальные участники реакции – твердые вещества.

Величина константы равновесия рассчитывается по уравнению ( 9 ): lg Kp = - Gf, Т/2.3 R T

для  Т = 298 К:   lg Kp = - ( - 845880 ) /2.3 8.31 298  = 148.5 ,          Кр 10148

для Т = 1000 К:  lg Kp = - ( - 742500 )/2.3 8.31 1000 = 38.8   ,          Кр 1039

    Г). определите температурный интервал, в котором возможно протекание данной реакции.

Процесс возможен при условии  G Т    0, следовательно для определения температурного интервала, при котором реакция возможна, необходимо решить неравенство:

GТ  =  HТ  –  Т ST    0 относительно Т. Подставляя значения HТ  и  ST, полученные в п.А, получим Т  HТ / ST = - 889.8/- 0.1473 = 6041 К

т.е. реакция может протекать в прямом направлении при температурах ниже  6041 К. Такая температура в обычных условиях недостижима, из чего можно сделать вывод о том, что данная реакция практически необратима.

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Смещение химического равновесия при изменении состава реакционной смеси.

    В опыте изучается равновесие в обратимой реакции:

                                FeCl3    +  3 NH4CNS    Fe(CNS)3    +  3 NH4Cl

                                 б/цв              б/цв               красн             б/цв

Образующийся в результате реакции  роданид железа Fe(CNS)3, окрашивает раствор в красный цвет, интенсивность которого пропорциональна концентрации роданида железа. Смещение равновесия легко фиксируется по изменению интенсивности окраски раствора.

    Приготовьте равновесную смесь. Для этого налейте в пробирку 1/3 ее объема разбавленного (0,002 М) раствора FeCl3 и примерно равное количество разбавленного (0,006 М) раствора NH4CNS. Полученный раствор бледно-красного цвета разделите на 4 пробирки: первую - оставьте как контрольную, во вторую добавьте несколько капель концентрированного раствора FeCl3, в третью - несколько капель концентрированного раствора NH4CNS, в четвертую - несколько кристаллов NH4Cl. Отметьте изменение интенсивности окрашивания раствора в каждой из трех пробирок по сравнению с контрольной. Результаты наблюдений  занесите в таблицу.

Добавляемое вещество

Изменение       окраски

Вывод о смещении равновесия

Изменение Gхр

Соотношение    V1 и V2

FeCl3

NH4CNS

NH4Cl

   1) Запишите выражение константы равновесия Кс ( см. ур-ние 8 ):

Кс =

   2) Запишите термодинамическое и кинетическое условия химического равновесия:

   3) На основании опыта в каждом случае ( в таблице )

   а) сделайте выводы о направлении смещения равновесия

   б) укажите знак изменения энергии Гиббса (Gхр) реакции при добавлении реагента

   в)укажите соотношение скоростей прямой (V1) и обратной (V2) реакций.

   4) Сформулируйте общий вывод о направлении смещения равновесия при изменении состава равновесной смеси реагентов.

   5) Как изменяется в каждом случае значение константы равновесия?

ОПЫТ 2. Определение направления реакции при различных температурах.

    Исследуется обратимая реакция разложения хлорида аммония:

                                           NH4Cl(к)    NH3(г)  +  HCl(г)

    Поместите в пробирку несколько кристаллов хлорида аммония и нагревайте дно пробирки до полного исчезновения кристаллов.

1) Что при этом наблюдается на стенках пробирки вне пламени горелки?

2) Рассчитайте стандартную энергию Гиббса реакции при Т = 298 К и Т = задание получите у преподавателя

( см. пример 1 А., Б., уравнения 6,7 ).

3) Запишите выражение константы равновесия реакции Кр: Кр =

4)  Рассчитайте значения константы равновесия при Т = 298 К и Т  =       ( см. пример 1В, ур. 9 )

5) Сделайте вывод, как влияет температура на величину константы равновесия:

6) Сделайте вывод о направлении смещения равновесия  при увеличении температуры:

7) Определите область температур, в которой возможен самопроизвольный процесс разложения хлорида аммония ( см. пример 1Г. ):

8) На основании полученных результатов объясните наблюдаемые в опыте явления.

Вариант контрольного теста.

I. Термодинамическое условие равновесия ( при постоянных Р и Т ):

                 1. S = 0                          2. S  0                  3. G = 0                    4. G  0

II. Величина константы равновесия зависит от:

                 1. концентраций реагентов                             2. температуры

                 3. объема                                                          4. давления

III. В изолированной системе реакция может протекать самопроизвольно при условии:

                1. . S  0                          2. S  0                  3. Н 0                    4. G  0

IV. В уравнении  Х  =  HТ  –  Т ST     Х означает:

                1. константу равновесия                                   2. энергию Гиббса реакции

                3. теплоту реакции                                            4. изменение энтропии

V. Для реакции   2 СО(г)  +  О2(г)     2 СО2(г) ;     H = - 566 кДж

    определите направление смещения равновесия при:

    а). увеличении парциального давления  СО

                1. вправо                    2. влево                         3. не сместится

    б). увеличении температуры

                1. вправо                    2. влево                         3. не сместится

    в). увеличении общего давления в системе

                1. вправо                    2. влево                         3. не сместится

VI. Константа равновесия Кр для реакции ( п.V ) имеет вид:

      1. Кр = Рсо2/Рсо Ро2      2. Кр = Р2со2 Ро2     3. Кр = Р2со22со Ро2     4. Кр = СО22 / СО2 О2

VII. H для обратной реакции ( п.V ) равно:

               1. –283 кДж                   2. 566 кДж                  3. 283 кДж                4. 1132 кДж

VIII. Для реакции (п.V) оцените знак изменения энтропии:

               1. S  0                        2. S  0                      3. S  0

Ответы и комментарии.

I.   3,         II.  2,       III.  1,      IV.  2,       V.а).  1 , б).  2 в).  1        VI.  3,       VII.  2,         VIII. 2

Контрольные вопросы.

I. Напишите выражение констант равновесия Кс и Кр реакции:

  1). 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г)                          2). 4NH3(г) + 3O2(г) 2N2(г) + 6H2O(г)

  3). CH4(г) + 2O2(г) 2H2O(г) + CO2(г)           4). 4NH3(г) + 5O2(г)  4NO(г) + 6H2O(г)

  5). 4HCl(г) + O2(г) 2H2O(г) + 2Cl2(г)

II. Определите направление самопроизвольного протекания приведенной в п.I реакции при температуре:

    1). 10 С           2). 20 С       3). 30 С        4). 40 С        5). 50 С

Рассчитайте значение константы равновесия Кр.

III. Определите направление смещения равновесия в данной реакции при:

    1). увеличении Т, увеличении Р      2). уменьшении Т, уменьшении Р

    3). увеличении Т, уменьшении Р     4). уменьшении Т, увеличении Р

    5). увеличении Т, увеличении Р

ПРИЛОЖЕНИЕ.

Термодинамические характеристики некоторых веществ.

Вещество

Hf,298  кДж/моль

S298  Дж/моль К

Gf,298   кДж/моль

ZnO (к)

- 349

43.5

- 318.23

ZnS (к)

- 201

57.7

- 198.21

SO2 (г)

- 296.9

248.1

- 300.2

NH4Cl (к)

- 315.39

94.56

- 203.2

NH3 (г)

- 46.19

192.5

- 16.64

HCl (г)

- 92.3

186.7

- 94.83

CuO (к)

- 162

42.63

- 129.4

Cu2O (к)

- 173.2

92.93

- 150.5

O2 (г)

0

205.04

0

H2O (ж)

- 285.84

69.96

- 237.3

CH3COOH (р)

- 484.09

159.83

- 396.7

CH3COO- (р)

- 485.64

87.58

- 369.36

H+ (р)

0

0

0

OH- (р)

- 230.02

- 10.71

- 157.35

SO3 (г)

-395.85

256.69

-371.17

NO (г)

90.37

210.62

86.69

CH4 (г)

-74.85

186.27

-50.85

CO2 (г)

-393.51

210.6

-394.47

N2 (г)

0

191.5

0

H2O (г)

-241.84

188.74

-228.66

Cl2 (г)

0

222.98

0

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5.

ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

Работу выполнил______________________                 Работу принял___________________

Дата выполнения______________________                 Отметка о зачете_________________

Основные понятия.

Электролитами называют вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток.     

    Электрическая проводимость возникает вследствие процесса электролитической диссоциации - распада вещества на положительно заряженные ионы ( катионы ) и отрицательно заряженные ионы      ( анионы ). Процесс диссоциации выражается химическим уравнением ( в общем виде ):

                                                      KatnAnm  n Katm+  +  m Ann-                                                  ( * )

    Возникающее ионное равновесие характеризуется константой равновесия, которая носит название константа диссоциации:                      Katm+n Ann-m

                                                           Кд =   ,                                              (  1  )

            KatnAnm

                          где  Katm+, Ann-, KatnAnm - равновесные концентрации катионов, анионов и                   

                                                                           недиссоциированных частиц соответственно.

    Величина константы диссоциации зависит от природы электролита, растворителя и температуры, но не зависит от концентрации раствора.

     Для сильных электролитов Кд  1, т.е. в разбавленных растворах они диссоциированы практически полностью ( соединения ионного типа в растворе существуют только в виде ионов ). Слабые электролиты диссоциированы в растворе лишь частично и характеризуются значениями константы диссоциации Кд  1.

    Примеры сильных и слабых электролитов приведены в приложении 1. Константы диссоциации электролитов приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение 2 ).

    Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, каждая из равновесных ступеней характеризуется своей константой диссоциации.

ПРИМЕР 1.

Диссоциация ортофосфорной кислоты:

H3PO4    H+   + H2PO4-       K1 = Н+ H2PO4-  H3PO4 

H2PO4-     H+   + HPO42-          K2 = Н+ HPO42-  H2PO4-

HPO42-     H+   +  PO43-             K3 = Н+ PO43-  HPO42-

суммарное уравнение процесса:

H3PO4    3 H+   + PO43-              Kд = К1 К2 К3 = Н+3 PO43-  H3PO4 

Равновесие в водных растворах слабых электролитов.

   Вода, являясь наиболее важным с практической точки зрения растворителем, сама представляет собой слабый электролит, диссоциирующий на ионы в соответствии с уравнением:

             2 Н2О Н3О+ + ОН-                                    или упрощенно:  Н2О Н+ + ОН-.

Константа диссоциации воды: Кд = Н+ ОН-  Н2О = 1,8 10-16 (при 22 С), в чистой воде и разбавленных водных растворах концентрацию недиссоциированных молекул принимают за постоянную величину: Н2О = m/MV = 1000/18 = 55.5 моль/л. Тогда Кд Н2О = Кв = Н+ ОН- = 10-14   (  2  )

Выражение ( 2 ) называется ионным произведением воды и показывает, что

  в разбавленных водных растворах произведение равновесных концентраций ионов водорода и  

  гидроксила при данной температуре есть величина постоянная. Концентрацию ионов водорода в растворе часто выражают водородным показателем:  рН = - lg H+                                           (  3  )

реже пользуются величиной гидроксильного показателя: рОН = - lg ОH-, т.к. в соответствии с уравнением ( 2 ) эти функции взаимосвязаны:    рН + рОН = 14.

Таким образом, для водных растворов всегда выполняются соотношения:

     в нейтральной среде Н+   =   ОН- = 10-7 моль/л,                       рН   =   рОН  =  7,

     в кислой среде            Н+  10-7 моль/л, ОН-  10-7 моль/л,        рН 7,   рОН 7,

     в щелочной среде       Н+ 10-7 моль/л,  ОН-  10-7 моль/л,        рН 7,   рОН 7.

Значение рН растворов и, соответственно, характер среды определяют с помощью специальных приборов - рН-метров или ( более грубо ) с помощью цветных индикаторов. Кислотно – основными индикаторами могут служить некоторые органические соединения, которые при определенном значении рН (в узком интервале значений рН) резко изменяют свою окраску ( см. приложение 3 ).

    Равновесие в растворах слабых электролитов иногда характеризуют величиной степени диссоциации ( ) - отношением числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул.

Степень диссоциации и константа диссоциации связаны соотношением: Кд = 2С/(1-),           (  4  )

          где С - молярная концентрация раствора.

Равновесие в растворах слабых электролитов, как и для любой другой обратимой реакции подчиняется принципу Ле Шателье, а именно:

    при уменьшении концентрации ионов в растворе ( например, путем их связывания в слабый электролит ) равновесие ( * ) смещается вправо, т.е. степень диссоциации увеличивается;

    при увеличении концентрации ионов ( например, путем добавления в систему сильного электролита, содержащего одноименные ионы ) равновесие ( * ) смещается влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.

ПРИМЕР 2.

    А). Вычислите рН и степень диссоциации децимолярного ( Ск = 0,1 моль/л ) раствора уксусной кислоты.

    Константа диссоциации уксусной кислоты СН3СООН СН3СОО-  +  Н+

определяется уравнением Кд = СН3СОО- Н+  СН3СООН = 1,75 10-5. Из уравнения реакции видно, что  СН3СОО- =  Н+, а т.к. Ск  СН3СОО- то СН3СООН = Ск - СН3СОО-  Ск.

Тогда Кд = Н+2/Ск, откуда: Н+ = (Кд Ск)1/2, из уравнения(3): рН = - 1/2 lg (Кд Ск), степень диссоциации  по определению равна = Н+/Ск.

Для условий задачи получаем: Н+ = 1.3 10-3 моль/л, рН 2.9,   1.3 10-2 ( 1.3 % ).

    Б). Вычислите рН и степень диссоциации децимолярного ( Ск = 0,1 моль/л ) раствора уксусной кислоты после добавления в него ацетата натрия в концентрации Сс = 0,1 моль/л.

    В данном случае СН3СООН    Ск , СН3СОО- = Сс, тогда из выражения для Кд (см п.А) получаем: Н+ = Кд Ск/Сс = 1.75 10-5,  рН   4.8,   1.75 10-4 (0.017 %).

Сравнение результатов, полученных в пп. А) и В), подтверждает вывод, следующий из принципа Ле Шателье, а именно: введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации.

Гетерогенные ионные равновесия.

    Многие малорастворимые электролиты  в растворе полностью диссоциированы на ионы, и в их насыщенном растворе устанавливается гетерогенное равновесие:

                                                     KatnAnm  n Katm+  +  m Ann-                                                    ( ** )

                                                       (тв)             (р-р)        (р-р)

Константа равновесия этого процесса выражается уравнением Кс = Katm+n Ann-m                           (  5  )

и называется произведением растворимости . Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение равновесных концентраций составляющих его ионов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам есть величина постоянная ( при данной температуре ).

  Качественно оценить растворимость электролита можно по таблице растворимости (см. приложение 4 ), значения произведений растворимости приводятся в термодинамических таблицах (см. приложение 2 ). Зная величину произведения растворимости, можно вычислить концентрации ионов в насыщенном растворе, т.е. определить растворимость вещества.

ПРИМЕР 3.

Равновесие в растворе роданида серебра выражается уравнением: AgCNS(тв)  Ag+(р-р) + CNS-(р-р)

Произведение растворимости равно: КAgCNS = Ag+ CNS- = 1.16 10-12 .

Согласно уравнения реакции Ag+ = CNS- = КAgCNS  = 1.08 10-6 моль/л.

Растворимость AgCNS равна L = Ag+  МAgCNS = 1.08 10-6 (моль/л)* 1.66 105(мг/моль)  = 0,18 мг/л.

    Смещение  гетерогенного равновесия подчиняется принципу Ле Шателье:  

  при увеличении концентрации ионов в растворе ( путем добавления вещества, содержащего одноименные ионы ) равновесие (**) смещается влево, т.е. в сторону образования осадка;

    при связывании ионов равновесие (**) смещается вправо, т.е. в сторону растворения осадка.

Таким образом, для раствора произвольного начального состава:

    соотношение Katm+n Ann-m  Кс является условием образования осадка;  

    соотношение Katm+n Ann-m  Кс является условием растворения осадка.

ПРИМЕР 4.

При каком значении рН выпадает осадок Fe(OH)2 из децимолярного (Сс=0.1 моль/л) раствора FeCl2.

    Равновесие между осадком Fe(OH)2 и ионами в растворе выражается уравнением :

Fe(OH)2   Fe2+ + 2 ОН-, табличное значение произведения растворимости Кс = 1.4 10-15.

Условие образования осадка: Fe2+ ОН-2  Кс, откуда ОН-2  Кс/Fe2+. Т.к. FeCl2 - хорошо растворимый сильный электролит, Fe2+ = Сс, то ОН-  ( Кс/Сс )1/2 = 1.26 10-7. Используя соотношения (2),(3) на стр.1, получаем, что осаждение возможно при Н+  10-14/ОН- = 7,9 10-8, т.е. при рН 7.1.

Равновесие в растворах комплексных соединений.

    Комплексными ( координационными ) соединениями называются соединения, в которых превышена формальная валентность ( степень окисления ) центрального атома.

    В молекулу комплексного соединения входит центральный атом ( ион ) - комплексообразователь; частицы ( ионы или молекулы ), непосредственно связанные с центральным атомом ( обычно ковалентными связями по донорно-акцепторному механизму ), называются лигандами. Центральный атом и лиганды составляют внутреннюю сферу комплекса. Ионы, нейтрализующие заряд внутренней сферы, составляют внешнюю сферу комплексного соединения. Число лигандов в комплексе называется координационным числом. Оно всегда больше стехиометрической валентности ( степени окисления ) центрального атома. Внутренняя сфера выделяется квадратными скобками.

ПРИМЕР 5.

комплексообразователь ( центральный атом )                             лиганды

       внешняя сфера    Na Al(OH)4      координационное число (КЧ)

                                                                                     внутренняя сфера

    Большинство комплексных соединений - сильные электролиты и диссоциированы в растворе полностью:                                      NaAl(OH)4  Na+  +  Al(OH)4-

   Комплексные ионы ( внутренняя сфера ) - слабые электролиты и диссоциируют частично:

                                                        Al(OH)4-      Al3+   +  4 OH- 

Константа диссоциации комплексного иона Кн = Al3+ OH-4/Al(OH)4- называется константой нестойкости комплекса ( см. приложение 2 ).

Свойства амфотерных электролитов.

    Электролиты, способные к диссоциации как по кислотному, так и по основному механизму, называются амфотерными ( амфолитами ): H+  +  KatO-          KatOH         Kat+   +  OH-

                                                                                                         кислота                                                                       основание

Устанавливающееся сложное равновесие может быть смещено согласно общим правилам смещения ионных равновесий, а именно : вправо (по основному механизму) путем связывания ионов гидроксила, влево (по кислотному механизму) путем связывания ионов водорода.  В связи с этим амфолиты могут вступать в реакцию как с кислотами, так и с основаниями.

    К амфотерным относятся гидроксиды бериллия, цинка, алюминия, хрома (III), олова (II), свинца(II), титана (IV) и некоторые другие.

ПРИМЕР 6.

В растворе амфотерного гидроксида хрома устанавливается гетерогенное равновесие:

 Cr3+ + 3 OH-  +  3 H2O     Cr(OH)3 + 3 H2O         Cr(OH)63- + 3H+

                          основание                                                                                                               кислота

Смещение равновесия при взаимодействии с кислотой ( влево ):

     Cr(OH)3  + 3 H+  =  Cr3+ + 3H2O                связывание ионов H+,

смещение равновесия при взаимодействии с основанием ( вправо )       

Cr(OH)3  + 3 OH- =  Cr(OH)63-                 связывание ионов ОH-.

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Смещение гомогенного ионного равновесия при введении в раствор слабой кислоты одно-

                 именных ионов.

  Рассматривается равновесие в растворе уксусной кислоты ( см. пример 2 ). Смещение ионного равновесия производится добавлением к исходному раствору уксусной кислоты раствора ее соли - ацетата натрия. Направление смещения равновесия определяется по изменению величины рН раствора: увеличение рН ( уменьшение концентрации ионов Н+ ) свидетельствует об ослаблении диссоциации кислоты , уменьшение рН - об увеличении степени диссоциации. Измерение рН производится с помощью рН- метра или с помощью индикаторов.

Получите у преподавателя индивидуальное задание к опыту и заполните колонки 1,2,4,5 таблицы.

Исходные

Растворы

CH3COOH

CH3COONa

Смесь

CH3COOH

CH3COONa

Сик,

моль/л

Vик, мл

рН

Сис,

Моль/л

Vис, мл

Vик+Vис,

мл

Ск,

моль/л

Сс,

моль/л

РН

1

2

3

4

5

6

7

8

9

    Мерным цилиндром отмерьте заданное количество уксусной кислоты. Добавьте несколько капель индикатора - метилоранжа.

1) Отметьте окраску раствора:

Добавьте заданное количество раствора ацетата натрия.

2) Отметьте изменение окраски раствора:

3) Пользуясь таблицей интервалов перехода индикаторов ( приложение 3 ), сделайте качественный вывод об изменении характера среды и смещении равновесия:

4) Напишите уравнение диссоциации уксусной кислоты:

5) Напишите уравнение диссоциации ацетата натрия:

6) Напишите выражение константы диссоциации уксусной кислоты:

7) Рассчитайте исходное значение рН  раствора и степень диссоциации уксусной кислоты заданной концентрации (см. пример 2А ):  

8) Рассчитайте равновесные концентрации уксусной кислоты и ацетат-ионов после добавления      ацетата натрия:

 СН3СОО-  Сс = Сис Vис/(Vис+Vик) =                                                                 (колонка 8)     

 СН3СООН  Ск = Сик Vик/(Vис+Vик) =                                                               (колонка 7)

9) Рассчитайте значение рН раствора и степень диссоциации уксусной кислоты после добавления ацетата натрия (см. пример 2Б):

Все данные занесите в таблицу.

10) Сопоставьте значения рН раствора и степени диссоциации кислоты до и после добавления ацетата натрия.

11) Сделайте вывод о направлении смещения  ионного равновесия при добавлении к раствору слабой кислоты одноименных ионов. Согласуется ли вывод с принципом Ле Шателье?

12) Как влияет  концентрация вводимых в раствор одноименных ионов на величину константы диссоциации?

ОПЫТ 2. Смещение гетерогенного ионного равновесия в растворе гидроксида магния при введении  одноименных ионов.

    Рассматривается гетерогенное равновесие: Mg(OH)2(тв)    Mg2+(р-р) + 2OH-(р-р).

Насыщенный раствор гидроксида магния получается реакцией ионного обмена между растворами MgCl2 и NaOH. Одноименные ионы магния вводятся в систему путем добавления хлорида магния.

Направление смещения равновесия определяют по величине рН раствора: увеличение рН ( увеличение концентрации ионов ОН- ) свидетельствует об усилении диссоциации гидроксида, уменьшение рН - об ослаблении степени диссоциации гидроксида магния. Измерение рН производится рН-метром или с помощью индикаторов.

1) Напишите уравнение реакции получения осадка гидроксида магния:      MgCl2 + NaOH =

Исходный

насыщенный

р-р Mg(OH)2

После

добавления

MgCl2

рН

ОН-

Mg2+

РН

ОН-

Mg2+

1

2

3

4

5

6

    Получите насыщенный раствор гидроксида магния. Для этого мерным цилиндром отмерьте

V1=           мл. децимолярного ( С1 = 0,1 моль/л) раствора MgCl2. Добавьте несколько капель индикатора - фенолфталеина. Отметьте окраску раствора:

К полученному раствору добавляйте ( осторожно, по каплям, при перемешивании!) раствор NaOH до заметного помутнения раствора. Отметьте, как при этом изменяется окраска индикатора:

По шкале интервалов перехода индикаторов (см. приложение 3 ) или с использованием рН-метра оцените и отметьте в таблице величину рН полученного насыщенного раствора Mg(OH)2.

    Осторожно при перемешивании добавляйте одномолярный ( С2 = 1 моль/л ) раствор MgCl2 до обесцвечивания раствора. Запишите объем полученного раствора V2 =               . Оцените по шкале перехода индикаторов или на рН-метре величину рН полученного раствора. Отметьте в таблице.

2) Напишите уравнения диссоциации Mg(OH)2(тв)  

3) Напишите уравнение диссоциации MgCl2

4) Напишите выражение произведения растворимости Mg(OH)2  , выпишите его табличное значение (см. приложение 2):

5) Напишите условие осаждения Mg(OH)2  (см. стр 3) :

6) Определите область значений рН, в которой возможно осаждение Mg(OH)2 из раствора MgCl2 заданной концентрации (см. пример 4):

7) По найденным значениям рН определите равновесные концентрации ионов гидроксила до и после смещения равновесия в системе по уравнению ОН- = 10(рН-14)

8) Рассчитайте равновесные концентрации ионов магния до и после смещения равновесия в системе:

9)Все результаты занесите в таблицу.

10) На основании полученных результатов сделайте вывод о направлении смещения равновесия в насыщенном растворе малорастворимого электролита при добавлении в него одноименных ионов. 11) Объясните сделанный вывод с точки зрения принципа          Ле Шателье:

ОПЫТ 3. Смещение равновесий в растворе амфотерного электролита.

     В качестве примера смещения ионных равновесий путем связывания ионов в слабый электролит рассматривается взаимодействие амфотерного гидроксида хрома Cr(OH)3 c кислотой и щелочью         ( см. пример 6 ).

    Получите осадок Cr(OH)3. Для этого внесите в пробирку 5-6 капель сульфата хрома Cr2(SO4)3 и добавьте 1-2 капли раствора гидроксида натрия NaOH. Что наблюдается?

Содержимое пробирки разделите на две части. В одну из пробирок добавьте 5-6 капель раствора HCl. Отметьте наблюдения:

В другую  пробирку добавьте 5-6 капель раствора NaOH. Укажите признаки реакции:

1) Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции получения  Cr(OH)3

2) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций растворения Cr(OH)3 в HCl   и NaOH .

3) В результате связывания каких иoнов происходит растворение Cr(OH)3  в кислоте и в щелочи?

 

Вариант предлабораторного теста.

I.     Укажите кислоту, в растворе которой устанавливается ионное равновесие:

       1). HNO3                    2).HNO2                3).HBr                 4). NaOH

II.    Укажите основание, в растворе которого устанавливается ионное равновесие:

        1). RbOH                   2). Ni(OH)2            3). NaOH            4). NH4OH

  1.  В каком направлении происходит смещение гетерогенного равновесия в растворе Ni(OH)2 при добавлении к нему раствора NiSO4 

        1) в сторону образования осадка    2) в сторону растворения осадка         3) не сместится

IV.  Как изменится величина рН раствора азотистой кислоты HNO2 при добавлении раствора NaNO2 

                  1)увеличится                   2) уменьшится               3) не изменится

V.   Константа диссоциации слабой одноосновной кислоты равна 10-8. Чему равно значение рН              

     одномолярного раствора этой кислоты

           1). 8                        2). 4                           3). 7                4). 10-4

VI.   При добавлении каких электролитов уменьшится растворимость осадка BaSO4

          1). HCl                   2). Ba(NO3)2            3). Na2SO4       4). H2SO4

VII.  При добавлении каких электролитов увеличится степень диссоциации HNO2

          1). NaNO2              2). NaNO3                  3). HCl            4). NaOH

VIII. В растворе амфолита установилось равновесие   Kat+ + OH-     KatOH      H+ +  KatO-

        В какую сторону сместится равновесие при увеличении концентрации ионов ОН-

          1). вправо               2) влево                     3) не сместится

  1.  В результате связывания каких ионов, образующихся при диссоциации Cr(OH)3 , происходит   

         его   растворение в кислоте

          1). OH-                     2). H+                         3). Cr3+  

  1.  Концентрация ионов Ag+ равна 2 10-2 моль/л, концентрация ионов SO42- равна 2 10-2 моль/л.

        Образуется ли осадок  Ag2SO4 , если его произведение растворимости Кс = 1.7 10-5.

           1) да                          2) нет                         3) образуется насыщенный раствор

Ответы и комментарии.

I.     2        равновесие устанавливается в растворе слабых кислот ( см. табл. 1 )

II.    2, 4    равновесие устанавливается в растворах слабых и малорастворимых оснований (см. табл.1)

III.   1        введение одноименных ионов уменьшает степень диссоциации слабых  

                  электролитов ( см. стр. 2 )

IV.   1       введение одноименных ионов подавляет диссоциацию (см. прим. 2 )                      

V.    2       см. пример 2А

VI.   3, 4   введение одноименных ионов уменьшает растворимость молорастворимых  

                 электролитов ( см. стр.2-3 )

VII.  4      степень диссоциации увеличится только при связывании образующихся ионов в

                 слабый электролит ( см. стр. 2 )

VIII. 1     идет связывание ионов Н+ в слабый электролит Н2О ( см. пример 6 )

IX.    1    см.пример 6

X.     2   см. условие образования осадка (стр. 3 ):Ag+2SO42- = (2 10-2)2 2 10-2 = 8 10-6  Kc = 1.7 10-5

Контрольные задания.

I.  Напишите уравнения диссоциации кислот. Укажите слабую и сильную кислоту. Для соответст -вующей кислоты напишите выражение константы диссоциации.

   1) HJ, H2SO3         2) H2SO4, H2S         3) HF, HNO3         4) HClO4, H2CO3         5) HNO2, HCl

II.  Даны значения произведения растворимости малорастворимых электролитов:

          1) K(PbCl2) = 1.7 10-5        2) K(Ag2SO4) = 7 10-5        3) K(Ag2CrO4) = 2 10-7 

          4) K(HgI2) = 10-26               5) K(Pb(OH)2) = 5 10-16

Напишите выражение произведения растворимости данного электролита и вычислите равновесную концентрацию каждого из его ионов в насыщенном растворе.

III.  Реакция ионного обмена протекает по уравнению:

          1) CH3COOH + KOH       &n