Качественные и групповые реакции ионов.

Цель: освоить технику проведения качественных и групповых реакции на ионы биогенных элементов и элементов-токсикантов.

Оборудование: штатив с пробирками, стеклянные палочки, фильтровальная бумага, предметные стекла, микроскоп, нихромовая проволока, универсальный индикатор.

Опыт 1. Использование осадочных реакций для обнаружения ионов щелочно-земельных металлов.

Обнаружение иона Ва²⁺:

В пробирку помещают 3-4 капли раствора хлорида бария, добавляют 2—3 капли раствора ацетата натрия, по каплям добавляют раствор дихромата калия (K₂Cr₂O₇).

Уравнение реакции:

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Наблюдения:	_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Вывод:	_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 2. Использование микрокристаллоскопических реакций для обнаружения ионов s-элементов.

На предметное стекло наносят 1 каплю раствора соли, содержащей испытуемый ион. Стекло осторожно прогревают в пламени газовой горелки, выпаривая досуха раствор. К сухому остатку соли после охлаждения стекла на воздухе добавляют 1 каплю раствора реактива. Образующиеся кристаллы рассматривают под микроскопом.

Обнаружение иона Сa²⁺:

Для обнаружения иона Сa²⁺ используют H₂SO₄(с = 2 моль/л) (форма кристаллов сульфата кальция зависит от концентраций ионов Са²⁺).

Уравнение реакции:

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Наблюдения:

Вывод:

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 3 Использование окрашивания пламени для обнаружения ионов s-элементов.

Обнаружение ионов Li⁺, K⁺, Na⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺:

Кончик нихромовой проволочки погружают в пробирку с соляной кислотой, после чего прокаливают его в несветящейся части пламени горелки до исчезновения окраски пламени. Охлажденную проволочку смачивают исследуемым раствором или же захватывают ею несколько

мелких кристаллов исследуемой соли, после чего вносят в верхнюю часть пламени горелки. Наблюдают окраску пламени. При проведении опыта с солью калия окраску пламени наблюдают

через сине-зеленый светофильтр, поглощающий желтые лучи (соли натрия, почти всегда присутствующие в виде примеси, маскируют окрашивание пламени).

Наблюдения записывают в таблицу по форме:

Исследуемый катион	Окраска пламени
Li⁺
K⁺
Na⁺
Ca²⁺
Sr²⁺
Ba²⁺

МОДУЛЬ №02.

Энтальпия (Н) – функция состояния, изменение которой равно теплоте изобарного процесса:

DH = Q_p = DU + pDV

Изменение энтальпии в ходе реакции обозначают D_rH.

Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты (D_rH < 0), называются экзотермическими, а поглощением теплоты (D_rH > 0) – эндотермическими.

Стандартная энтальпия реакции рассчитывается по уравнениям, являющимся следствием закона Гесса:

D_rH^o = Sn_jD_fH^o_j - Sn_iD_fH^o_i

D_rH^o = Sn_iD_cH^o_i - Sn_jD_cH^o_j

где n - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции,

i - реагенты (исходные вещества);

j -продукты.

_____________________________________________________________________________________________

Энтропия – функция состояния, изменение которой в обратимом изотермическом процессе равно приведенной теплоте процесса: DS_обр = Q_обр/T

Для необратимого процесса DS_необр > Q_необр/T.

Объединенное выражение DS ³ Q/T является математическим выражением второго начала термодинамики.

Стандартная энтропия реакции D_rS^o рассчитывается по уравнению, также являющимся следствием закона Гесса:

D_rS^o = Sn_jS^o_j - Sn_iS^o_i

_____________________________________________________________________________________________

Энергия Гиббса – функция состояния, изменение которой в обратимом изобарно-изотермическом процессе равно максимально полезной работе (работе за вычетом работы расширения-сжатия):

DG = -W_max¢

Энергия Гиббса может быть определена через уже введенные функции состояния:

DG = DH - TDS

Выражение представляет собой объединенное математическое выражение первого и второго начал термодинамики. Энергия Гиббса имеет размерность и единицы измерения, аналогичные внутренней энергии и энтальпии. Расчет стандартной энергии Гиббса реакции D_rG^o проводится также по уравнению, вытекающему из закона Гесса:

D_rG^o = Sn_jD_fG^o_j - Sn_iD_fG^o_i

Определение стандартной энергии Гиббса образования вещества D_fG^o аналогично по форме для стандартной энтальпии образования D_fH^o.

Критерием направления самопроизвольного протекания необратимого процесса являются неравенства:

DS > 0 (для изолированных систем) и DG < 0 (для закрытых систем)

Для расчета изменения энергии Гиббса в условиях, отличающихся от стандартных, используют уравнение изотермы химической реакции ( изотермы Вант-Гоффа ). Для реакции в общем виде

aА + bB Û dD + eE

c^d(D)c^e(E)

D_rG = D_rG^o + RT ln ¾ ¾ ¾ ¾

c^a(A)c^b(B)

где R – универсальная газовая постоянная, R = 8, 31 Дж/(моль× К);

Т – абсолютная температура,

с - концентрации веществ в любой момент времени

Для расчета константы равновесия (безразмерная величина) нужно знать равновесные концентрации с или D_rG^o:

~ ~

c^d(D)c ^e(E)

K = ¾ ¾ ¾ ¾

~ ~

c ^a(A) c^b(B)

lnK = - D_rG^o/RT

Условимся обозначать в дальнейшем отношение концентраций продуктов и реагентов (в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам) для системы, не находящейся в состоянии равновесия, черезP_с. Уравнение изотермы химической реакции в этом случае будет выглядеть следующим образом:

D_rG = -RTlnK + RTln P_c

При P_c ¹ K в системе может развиваться процесс до установления состояния равновесия, характеризующегося равенством P_c = K

При P_c < K для достижения состояния равновесия должны увеличиваться концентрации продуктов и уменьшаться концентрации исходных веществ; это возможно за счет протекания прямой реакции:

aА + bB ® dD + eE

При P_c > K для достижения состояния равновесия концентрации продуктов, наоборот, должны снижаться, а концентрации исходных веществ — увеличиваться; это возможно за счет протекания обратной реакции:

aА + bB dD + eE

При значениях D_rG^o, находящихся в диапазоне от –30 кДж/моль до 30 кДж/моль, при изменении концентрации возможно изменение знака D_rG с минуса на плюс или наоборот. Такие реакции являются обратимыми. Им соответствуют значения констант равновесия, находящиеся в диапазоне от 10^-5 до 10⁵. Значения констант, выходящие за пределы этого диапазона, соответствуют практически необратимым реакциям.

Влияние изменения температуры на величину константы равновесия описывает уравнение изобары химической реакции:

K₂ D_rH° 1 1

ln ¾ ¾ = ¾ ¾ ( ¾ - ¾ )

K₁ R T₁ T₂

_____________________________________________________________________________________________

Перед решением задач рекомендуется уяснить следующие основные понятия темы:

1) термодинамическая система;

2) термодинамические процессы (изобарные, изотермические и изохорные; обратимые и необратимые; самопроизвольные и вынужденные; экзо- и эндотермические);

3) стандартное состояние;

4) важнейшие функции состояния (энтальпия, энтропия, энергия Гиббса) и взаимосвязь между ними;

5) стандартная энтальпия реакции;

6) стандартная энтальпия образования и стандартная энтальпия сгорания веществ;

7) объединенное уравнение I и II начал термодинамики, энтальпийный и энтропийный факторы;

8) химическое равновесие и константа равновесия;

9) уравнения изотермы и изобары реакции.

_____________________________________________________________________________________________

1 2 345