ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 23.01.2025
Просмотров: 429
Скачиваний: 2
17
3.Заполните таблицу 3.
4.Напишите выражение константы равновесия для данной реакции.
5.Сделайте вывод, исходя из принципа Ле-Шателье.
Опыт 6. Влияние изменения температуры на химическое равновесие.
При действии йода на крахмал образуется синее вещество сложного состава. Реакция экзотермическая и равновесие ее можно условно представить схемой:
Йод + крахмал = окрашенное соединение; ∆Н<0
1.В 2 пробирки налейте 1 мл раствора крахмала.
2.Добавьте 3-4 капли йодной воды (до появления окраски).
3.Нагрейте пробирку 1 (не до кипения!).
4.Запишите наблюдения.
5.Исходя из принципа Ле-Шателье, сделайте вывод, почему при нагревании окраска становится менее интенсивной.
Вопросы для защиты лабораторной работы
1.Какие системы называются гомогенными, а какие гетерогенными?
2.Что понимается под скоростью химической реакции?
3.От каких факторов зависит скорость реакции?
4.Напишите выражения для вычисления скорости реакции.
5.В каких единицах измеряется скорость реакции?
6.Какой физический смысл константы скорости реакции?
7.От чего зависит константа скорости реакции?
8.Может ли изменяться константа скорости в ходе реакции?
9.Какие вещества называются катализаторами?
10.Что такое гомогенный и гетерогенный катализ?
11.Что такое энергия активации?
12. Как формулируется правило Вант-Гоффа?
13. Что показывает температурный коэффициент скорости реакции?
14. Какие реакции называются обратимыми и какие - необратимыми?
18
15.Какое состояние системы называют химическим равновесием?
16.На основании какого закона выводится выражение константы равновесия и как читается этот закон?
17. Как читается принцип смещения химического равновесия (принцип Ле-Шателье)?
18.При повышении температуры на 30 0 С скорость реакции возросла в 27 раз. Вычислить температурный коэффициент реакции.
19.В какую сторону сместятся равновесия реакций:
N2O4 ↔ 2 NO2 - 13,6 ккал; (экзотермическая)
CO2 + H2O ↔ CO2 + H2 + 10,2 ккал; (эндотермическая)
СO2 + C ↔ 2 CO - 38,3 ккал (экзотермическая)
а) при понижении температуры; б) при повышении давления ?
20.Начальные концентрации исходных веществ при реакции, протекающей по уравнению
2NO + O2 = 2 NO2 , были : [NO] = 0,06 моль/л; [O2] = 0,1 моль/л. Вычислить концентрации кислорода и двуокиси азота в момент, когда концентрация окиси азота ([NO]) станет равной 0,04 моль/л.
21.Равновесие реакции H2 + J2 ↔ 2 HJ установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: [H2] = 0,25 моль/л; [J2] = 0,05 моль/л; а [HJ] = 0,9 моль/л.
Определить исходные концентрации йода и водорода
Лабораторная работа № 2
Свойства растворов
Цель работы - ознакомление с одним из методов определения концентрации растворов - титрованием, с ионным равновесием в растворах солей.
Реактивы и оборудование: соляная кислота (HCl), фенолфталеин, гидроксид натрия (NaOH), хлорид цинка (ZnCl2), сульфат алюминия Al2(SO4)3, карбонат натрия (Na2CO3), хлорид бария (BaCl2), универсальная индикаторная бумага, лакмус, ацетат натрия (CH3COONa), цинк, колбы, бюретки, пробирки, штатив для пробирок, спиртовка.
Теоретические сведения
19
Концентрация растворов. Наиболее распространены следующие способы выражения концентрации растворов, процентная, молярная, эквивалентная, титр.
Массовая доля (ω) выражается процентным отношением массы растворенного вещества к массе раствора.
ω = |
mB |
∙ 100% |
|
m |
|||
p−pa |
Молярная концентрация (См) - выражается числом молей растворенного вещества в литре раствора.
CM = Vv = Mm∙V моль/л; где V- число молей растворенного вещества;
М - молярная масса растворенного вещества (г/моль); m - масса растворенного вещества (г);
V- объем раствора (л).
Эквивалентная (нормальная) концентрация (Сн) указывает на число молей эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора.
= = ∙ моль экв./л; где
Vэкв - число молей эквивалентов растворенного вещества; Мэ - молярная масса эквивалентов (г/моль· экв.);
m - масса растворенного вещества (г); V- объем раствора (л).
В реакции полной нейтрализации:
Мэ кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность, например:
M |
= |
MH3PO 4 |
= |
98 |
= 32.6г/ моль·экв |
|
3 |
3 |
|||||
ЭH3PO 4 |
Мэ основания равна ее молярной массе, деленной на число групп ОН в молекуле основания, например:
Э |
= |
( ) |
= |
= г/ моль·экв |
||||
Мэ соли равна ее молярной массе, деленной на произведение числа атомов металла на валентность металла, например:
( ) |
|||||||||
Э |
= |
= |
= г/ моль·экв |
||||||
∙ |
|||||||||
20
Титр (Т) - это число граммов растворенного вещества в 1 см3 раствора. Раствор, титр которого точно известен, называется титрованным.
Нормальность (Сн), молярная масса эквивалентов (Мэ) и титр (Т) связаны соотношением:
= ∙ г/см
Растворы, имеющие одинаковую нормальность, содержат в равных объемах одинаковое число молей эквивалентов. Если же нормальности растворов реагирующих веществ неодинаковы, то объемы растворов обратно пропорциональны их нормальностям:
=
На приведенной формуле основан один из методов определения концентрации растворов - метод титрования. Сущность его состоит в точном определении объема раствора известной концентрации, который нужно прибавить к определенному объему анализируемого раствора, чтобы реакция между растворенными веществами прошла строго количественно, т.е. чтобы после реакции не осталось избытка ни одного из реагирующих веществ.
Сильные и слабые электролиты. При растворении в воде кислоты, соли и основания диссоциируют на ионы. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью. К ним относятся щелочи NaOH, КОН и другие, кислоты НСl, НВr, HNO3, H2SO4, НСlO4 и другие большинство солей. Слабые электролиты диссоциируют частично. К ним относятся основания NH4OH, Ве(ОН)2, Mg(OH)2, основания р-, d- металлов, большинство органических и неорганических кислот (Н2СО3, H2SiО3, H2S, HCN и другие), некоторые соли HgCl2, Fe(NCS)3. Чем слабее электролит, тем меньше величина константы диссоциации.
Водородный показатель pH.
рН= - lg[H+]
Нейтральная среда рН=7 Кислая среда рН<7 Щелочная среда рН>7.
Ориентировочно реакцию среды удобно определять с помощью индикаторов - веществ, изменяющих свой цвет в зависимости от концентрации ионов Н+ и ОН-. Индикатор меняет свою окраску в определенном интервале значений pH, который называется интервалом перехода индикатора. Часто для установления pH пользуются универсальным индикатором, представляющим смесь нескольких индикаторов с различными интервалами перехода. Бумага, пропитанная
21
универсальным индикатором, называется универсальной индикаторной бумагой. Более точно pH определяют рН-метром.
Таблица. Интервалы перехода индикаторов
Название индикатора |
Интервал перехода |
Изменение окраски |
|
Метилоранж |
3,2 -4,4 |
Красный - желтый |
|
Лакмус |
5,0 -8,0 |
Красный - синий |
|
Фенолфталеин |
8,2 |
-10,0 |
Бесцветный - малиновый |
Бромтимоловый синий |
6,0 |
-7,6 |
Желтый - синий |
Гидролиз – это взаимодействие ионов растворенной соли с ионами Н+ и ОН- воды, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов.
Чаще всего это обратимый процесс, усиливающийся с разбавлением раствора
иповышением температуры. Возможны следующие случаи гидролиза:
1.Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (KCN, Na2СО3, СН3СОONа, K2S и т.д.) протекает по аниону. Например, уравнения гидролиза KCN:
KCN + H2O ↔ KOH + HCN
K+ + CN- + H2O ↔K+ + OH- + HCN
CN- + H2O ↔ HCN + OH-
Вследствие накопления в растворе ионов ОН реакция среды щелочная (pH > 7). Гидролиз солей слабых многоосновных кислот протекает в обычных условиях, преимущественно по 1-й ступени и в результате получаются кислые соли (например, NaHCO3).
2.Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
(NH4Cl, ZnCl2, Cu(NO3)2, FeCl3, Аl(SO4)3 и т.д.) протекает по катиону.
NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCl
NH4+ + Cl- + H2O ↔ NH4OH + H+ + Cl-
NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+
В растворе накапливаются избыточные ионы Н+, реакция среды кислая (pH < 7). Если катион многозаряден, то в обычных условиях образуется основная соль - продукт первой ступени гидролиза (ZnOHCl)