|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
ТЕМЫ ЗАНЯТИЙ ЛАБОРАТОРНО-ЭКЗАМЕНАЦИОННОЙ СЕССИИСтр 1 из 6Следующая ⇒
О Б Щ А Я Х И М И Я Методическое пособие по изучению дисциплины и задания для контрольных работ студентам заочной формы обучения
Ханты-Мансийск 2013 МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ЮГОРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИНСТИТУТ ПРИРОДОПОЛЬЗОВАНИЯ
КАФЕДРА ХИМИИ О Б Щ А Я Х И М И Я Методическое пособие по изучению дисциплины и задания для контрольных работ студентам заочной формы обучения Ханты-Мансийск 2013 Составители: Доцент кафедры химии, к. б. н. М.П. Сартаков Доцент кафедры химии, к. б. н. А.А. Миронов
Рецензент: Профессор кафедры химии, доктор химических наук А.А. Новиков
УДК 54(076) Общая химия. Методические материалы для студентов нехимических специальностей заочной формы обучения ЮГУ / М.П. Сартаков, А.А. Миронов – Ханты-Мансийск: Изд-во ЮГУ, 2013.– 72 с.
Методические разработки предназначены для студентов нехимических специальностей ЮГУ заочной формы обучения.
Методическое пособие рассмотрено и утверждено на заседании кафедры химии (протокол №1 от 16.01.13) и рекомендовано для использования в учебном процессе.
Ó М.П. Сартаков А.А. Миронов, 2013 Ó Югорский государственный университет, кафедра химии, 2013
Подписано в печать 21.01.2013. Бумага офсетная. Гарнитура Таймс Нью Роман. Печать ризографическая. Формат 84´ 108/32. Тираж 100 экз. Отпечатано в ООО «Печатное дело» 628000 Тюменская область, ХМАО-ЮГРА, г. Ханты-Мансийск, Чехова, 16
Содержание
ВВЕДЕНИЕ Химия является одной из фундаментальных естественнонаучных дисциплин. Она изучает материальный мир, законы его развития, химическую форму движения материи. В процессе изучения химии вырабатывается научный взгляд на мир в целом. Знание химии необходимо для плодотворной творческой деятельности эколога и инженера любой специальности. Знание химии позволяет получить современное научное представление о материи, формах ее движения, веществе как одном из видов движущейся материи, механизме превращения химических соединений, свойствах технических материалов, ксенобиотиков и применении химических процессов в современной технике. Понимание химических законов помогает экологу и инженеру в решении экологических проблем. Знание химии необходимо для последующего успешного изучения общенаучных и специальных дисциплин. Данное методическое пособие охватывает все основные разделы курса общей химии, предусмотренные программой для нехимических специальностей университетов, каждый раздел содержит вопросы для подготовки к семинару, задачи для решения и разбора на семинаре, лабораторный практикум и варианты самостоятельных работ. Задачи курса общей химии: - изучение основ современной химии – базы для усвоения последующих специальных дисциплин, а так же базы для понимания химических аспектов явлений и процессов различных отраслей народного хозяйства. - выработка умений, приемов экспериментальной работы и качеств, необходимых для специалиста высшей квалификации; - освоение общих приемов овладения новыми знаниями (умения работать с литературой; решения проблем, в частности, системный подход; развитие творческого мышления; представление об экспериментальных исследованиях и способов обработки полученных результатов).
Настоящее методическое пособие составлено в соответствии с программами курсов «Общая химия». Весь материал разбит на отдельные темы, которые являются общепринятыми. Решение практических вопросов развития народного хозяйства, развития его химических производств, требует твердых знаний общетеоретической части химии. Именно поэтому лекционный курс и лабораторные занятия во время прохождения лабораторно-экзаменационной сессии включают, в основном, общетеоретические вопросы. Удачи!!! ТЕМЫ ЗАНЯТИЙ ЛАБОРАТОРНО-ЭКЗАМЕНАЦИОННОЙ СЕССИИ
РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА 1. Н.Л. Глинка Общая химия / Н.Л. Глинка. – С-Пб.: Химия, 2009. 2. Н.С. Ахметов Общая и неорганическая химия / Н.С. Ахметов. – М.: Высшая школа, 2001. 3. Н.Л. Глинка Задачи и упражнения по общей химии / Н.Л. Глинка. – М.: Интеграл-Пресс, 2005. 4. Л.М. Витинг Задачи и упражнения по общей химии / Л.М. Витинг, Л.А. Резницкий. – М.: МГУ, 1995. 5. З.Е. Гольбрайх Сборник задач и упражнений по химии / З.Е. Гольбрайх, Е.И. Маслов. – М.: Высшая школа, 1997. 6. А.И. Артеменко Справочное руководство по химии / В.А. Малеванный – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Высшая школа, 2002. 7. Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия М. Высшая школа. 1987 8. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М. Высшая школа. 1998. 9. Глинка Н.Л. Общая химия. М. Химия, 1993. 10. Курс химии под ред. Н.В. Коровина, 2-е изд. М., Высшая школа, 1990. Использованная для составления методического пособия литература. 1. Леонов В.В., Клименко Л.С., Сартаков М.П. Общая химия. Методические указания для студентов нехимических специальностей. ЮГУ. Ханты-Мансийск 2007 87с. 2. Хомченко Г.П., Севастьянова К.И. Практические работы по неорганической химии с применением полумикроанализа. Москва 1975. 222с. 3. Глинка Н.Л. Сборник задач по общей химии. М., Высшая школа, 1985. 200 с.
Факультет заочного обучения Контрольная работа № ____по химии Номер варианта__________________________________ Группа_________________________________________ Специальность____________________________________ ___________________семестр ___________________учебного года Осенний, весенний Студент___________________________________________ Фамилия, имя, отчество Номер зачетной книжки_____________________________ Адрес: ___________________________________________ Дата предоставления на проверку_____________________
ОБЩИЕ ПРАВИЛА ВЫПОЛНЕНИЯ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ Лабораторные работы являются одной из важнейших составных частей курса химии. Для их выполнения студенту необходимо ознакомится с лабораторным оборудованием, измерительными приборами, а также с техникой проведения основных лабораторных операций. Поскольку в химической лаборатории находятся электроприборы, газ, ядовитые и огнеопасные вещества, студенты должны строго соблюдать правила внутреннего распорядка и техники безопасности. Перед каждым лабораторным занятием студент должен изучить соответствующий раздел учебника, конспекта лекций и описание лабораторной работы. При оформлении отчета по проделанной работе в лабораторном журнале записывают дату, номер, название работы и опыт, краткое описание опыта и результаты, полученные при его выполнении. При проведении эксперимента необходимо соблюдать следующие правила: 1. Опыт проводят всегда в чистой посуде. 2. Нельзя выливать избыток реактива из пробирки обратно в реактивную склянку. 3. Сухие соли набирают чистым шпателем или ложечкой, причем избыток реактива нельзя высыпать обратно в склянку. 4. Не следует путать пробки от разных склянок. Чтобы внутренняя сторона пробки осталась чистой, пробку кладут на стол внешней поверхностью. 5. Нельзя уносить реактивы общего пользования на свое рабочее место. 6. После опытов остатки металлов в раковину не выбрасывают, а собирают в банку. 7. Дорогостоящие реактивы (например, остатки солей серебра) собирают в специально отведенную посуду.
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ Основой химической науки являются атомно-молекулярное учение, закон сохранения материи, периодический закон, теория химической связи и учение о химическом процессе. Как всякая наука, химия изучает некоторую часть явлений окружающего мира. Химия играет значительную роль в научно-техническом прогрессе. Нет ни одной отрасли не связанной в той или иной мере с применением химии. Химия – наука о свойствах вещества и его превращениях, она включает в себя законы и принципы, описывающие эти превращения, а так же представления и теории, позволяющие дать им объяснение. Составлять уравнения химической реакции означает правильно записывать формулы исходных веществ в левой части уравнения, а формулы продуктов реакции – в правой и правильно подобрать коэффициенты. Коэффициенты показывают наименьшее количество молекул, принимающих участие в реакции. Они подбираются так, что сумма всех атомов каждого данного элемента, входящих в состав исходных веществ, и сумма всех атомов исходного элемента, входящих в состав продуктов, были равны (только в этом случае соблюдается закон сохранения массы). Количественные соотношения между участниками реакции следуют из уравнения. Примеры решения задач. Пример 1. Сколько молей в 100 г N2? Пропорция имеет вид: Из условия: X молей – 100 г. 1 моль – 28 г. Х =100 ∙ 1/28 = 3, 57 (молей) Пример 2. 2Н2О + О2 = 2Н2О. В реакцию вступают 2 моля водорода (коэффициент 2), 1 моль кислорода ( т.е. мольное соотношение исходных веществ 2: 1) и получиться 2 моля Н2О (заметьте, что каждая молекула Н2О содержит 2 атома водорода. Или 2∙ 2 г водорода и 1∙ 32 г кислорода (весовое соотношение 4: 32 = 1: 8) и получаем 2∙ 18 г воды (18 г = 2∙ 1 г + 1∙ 16 г) или 2+22, 4 л Н2 и 1∙ 22, 4 л О2 (объемное отношение как и мольное, 2: 1). Пример 3. Сколько граммов водорода необходимо для получения 180 г воды? Какой объем кислорода будет при этом израсходован (условия нормальные)? Удобна следующая форма записи условия задачи: Заданные и искомые по условию величины записываем над формулами соответствующих участников реакции, а их количества, вытекающие из уравнения реакции в соответствующих единицах (моли, молярные массы или объемы газов), под формулами: а) определяем количество водорода в граммах: Условие задачи: заданные искомые величины Х г 180 г Уравнение реакции 2Н2 + О2 = 2Н2О Количества вещества, 2(1·2) = 4 г 2(1·2+16) = 36 г Составление пропорции начинается с того, что спрашивается: По условию: Х г Н2 нужно для получения 180г воды, По уравнению: 4 г Н2 нужно для получения 36 г воды. Ответ для получения 180 г воды необходимо 20 г водорода; б) определяем количество кислорода в литрах, следим, Условие задачи: заданные и искомые величины. Хл - 180г Уравнение реакции 2Н2 + О2 = 2Н2О Количество веществ, 22, 4 л 36г Н2О определенные уравнением Составляем пропорцию: По условию: Хл О2 – 180 г Н2О По уравнению 22, 4 л О2 – 36 г Н2О. Ответ: для получения 180 г воды расходуется 112 л кислорода. Еще проще решаются эти задачи, если исходные данные сразу перевести в моли: 180г воды – 10 молей воды. Отсюда понятно, что водорода нужно взять 10 молей (столько же) или 10 · 2г = 20 г, кислорода – 5 молей ( в 2 раза меньше) или 22, 4 л · 5.
Лабораторная работа № 1. Экспериментальная часть Диоксид углерода получают в аппарате Киппа (рис.1) действием раствора соляной кислоты на мрамор. Полученный диоксид углерода очищают от брызг соляной кислоты путем промывания раствором гидрокарбоната натрия и осушают, пропуская через концентрированную серную кислоту. Чистую и сухую колбу плотно закройте резиновой пробкой до метки и взвесьте на технохимических весах с точностью до 0, 001 г.
Рисунок 1 – Установка для получения и сбора углекислого газа. Наполните колбу диоксидом углерода, получаемым в аппарате Киппа, в течении 3-4 минут. Затем очень медленно выньте газоотводную трубку из колбы. Закройте колбу пробкой и снова взвесьте. Наполнение и взвешивание колбы необходимо производить 2-3 раза до постоянной массы, т. е. когда два последовательных результата либо одинаковы, либо отличаются друг от друга не более чем на 0, 01 л. Определите объем колбы, заполнив ее водой до метки и перелив воду в мерный цилиндр. Запишите в журнал исходные данные: 1. массу колбы с воздухом (m1), 2. массу колбы с CO2 (m2), 3. объем колбы (V), 4. давление и температуру, при которых производился опыт. Проведите предварительные расчеты: 1. Найдите объем колбы при нормальных условиях: V→ V0 = PVT0/P0T 2. Массу воздуха в колбе Массу воздуха находим по уравнению Менделеева – Клапейрона. Средний молекулярная масса воздуха равна 29, a T=273+t. 3. Массу пустой колбы 4. Массу CO2 в колбе Основные расчеты по определению молекулярной массы СО2 проводятся тремя способами. 1. Первое следствие закона Авогадро, согласно которому 1 моль любого газа при н.у. занимает объем 22, 4 л., значит Х = 22, 4л 2. Второе следствие закона Авогадро, согласно которому молекулярная масса вещества в газообразном состоянии равна его относительной плотности по воздуху умноженной на молекулярную массу воздуха: M = 29Dвоздух Можно так же рассчитать молекулярную массу СО2 по водороду, тогда M = 2DH, или по кислороду, тогда M = 32DО. 3. Вычислите молекулярную массу СО2 по уравнению Менделеева — Клапейрона: М = mRT/PV Подсчитайте ошибку опыта в процентах. % ошибки = МСО2 эксп. / МСО2 теор. ∙ 100
Лабораторная работа №2. Определение эквивалента магния методом вытеснения. Опыты по определению эквивалентов металлов, способных вытеснять водород из разбавленных растворов кислот и щелочей, проводят в приборе, состоящем из 2-х бюреток, соединенных каучуковой трубкой, и двухколенной пробирки. Весь прибор укрепляется на металлическом штативе с помощью держателей (рис. 2).
Рисунок 2 – Прибор для определения эквивалентов: 1 - бюретка; 2 - уравнительный сосуд; 3 - двухколенная пробирка.
1.Перед опытом следует проверить хорошо ли достигнута герметичность в приборе. Перемещая открытую бюретку вверх и вниз, следят за изменением уровня воды в бюретке. Если уровень не изменяется, или изменяется лишь незначительно, можно считать, что прибор герметичен. 2. Навеску магния поместить в одно из колен пробирки. 3. Отмерить мерным цилиндром 5 мл разбавленной серной кислоты (стоит в вытяжном шкафу) и через воронку перелить в пробирку в то колено, где нет навески магния. 4. Пробирку соединить с бюреткой и проверить герметичность прибора. Записать уровень воды в бюретке по нижнему мениску жидкости. 5. Наклонить пробирку таким образом, чтобы кислота перелилась в колено, где находится магний. Наблюдать выделение водорода и вытеснение воды из бюретки. Записать уровень воды в бюретке. 6. Записать показания термометра и барометра. 7. Написать уравнение реакции взаимодействия магния с серной кислотой.
ФОРМА ЗАПИСИ 1. Масса навески магния. 2. Уровень воды в бюретке до реакции (V1). 3. Уровень воды в бюретке после реакции (V2). 4. Температура опыта. 5. Давление в мм. рт. ст. ОБРАБОТКА РЕЗУЛЬТАТОВНАБЛЮДЕНИЙ И ВЫЧИСЛЕНИЯ 1. Вычислить объем водорода, вытесненного магнием: V = V2 - V1 2. Привести найденный объем водорода к нормальным условиям (00С и 760 мм. рт. ст.) Способ № 1. V0 = V(P-h)·273/760·(273-t); Где, V – найденный объем водорода Р – давление во время опыта (760 мм. рт. ст.) t – температура во время опыта h – упругость водяного пара при данной температуре Способ №2 V0 = K·V Величина К находится на пересечении касательной от температуры к давлению по номограмме взаимосвязи атмосферного давления и температуры. 3. Вычислить массу вытесненного объема водорода, зная что 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22.4 л. 4. Вычислит эквивалент магния по формуле ЭMg = mMg·ЭH2/mH2 mMg – масса магния: mH2 – масса водорода; ЭH2 – эквивалент водорода. 5. Вычислить эквивалент магния теоретический по формуле: Э = А / В 6. Сравнить полученный эквивалент магния с вычисленным теоретически и вычислить процент ошибки опыта по формуле: % ошибки = 100·(Этеор. – Эпракт) / Этеор. Вопросы для самопроверки 1. Дайте формулировки с применением всех основных понятий темы. 2. Сформулируйте стехиометрические законы и пределы их применяемости. 3. Закон Авогадро. Применение закона для определения молекулярных масс газообразных веществ. 4. Закон эквивалентов и его значение в химии. 5. Чем отличаются понятия «эквивалент индивидуального вещества» и « эквивалент вещества в данной реакции»? Примеры решения задач. Пример 1. Составьте формулы всех возможных солей, образуемых Fe(OH)3 и H3PO4. Привести их значения. Поскольку соль образуется соединением двух остатков (кислоты и основания), то целесообразно использовать заряды этих остатков целиком, а не рассматривать отдельные элементы. Тогда задача сводится просто к подбору в молекулах индексов, обеспечивающих электронейтральность. В соответствии с приложением 1, составляем названия полученных солей: FePO4 фосфат железа Fe2(HPO4)3 гидрофосфат железа Fe(H2PO4)3 дигидрофосфат железа (FeOH)3(PO4)2 гидрофосфат железа [Fe(OH)2]3PO4 дигидрофосфат железа Пример 2. Составьте ионное уравнение реакции хлорида бария с сульфатом натрия. а) напишем молекулярное уравнение реакции и отметим, что можно писать в ионном виде, а что нельзя: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl б) напишем полное ионное уравнение; Ва 2+ + 2Cl - + 2Na+ + SO4 = BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl- в) сохранившиеся без изменения одинаковые ионы в правой и левой частях уравнения исключаем или сокращаем. Получаем сокращенное ионное уравнение: Ва 2+ + SO42- = BaSO4↓ Лабораторная работа № 3. Вопросы для самопроверки 1.Какие гидроксиды называются амфотерными? 2. Какие оксиды носят кислотный характер, а какие основной? 3. Кислые, средние и щелочные соли, их номенклатура. 4. Как происходит диссоциация амфотерных гидроксидов в кислой и щелочной средах? Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА К середине 19 века было известно более 60 химических элементов, определены их атомные массы, накоплен обширный материал по физическим и химическим свойствам веществ, образованных элементами. Важнейшей задачей стало выявление взаимосвязи между элементами. В 1869 г. Д.И. Менделеев сформулировал открытый им периодический закон: Примеры решения задач. Пример 1. Составьте схему строения атома элемента №15. Элемент №15 - фосфор, химический знак «Р». Удобно (для элементов малых периодов главных подгрупп) пользоваться следующей схемой (в ней представлены данные для атома фосфора):
Пример 2. Sc расположен в 4 периоде третьей группы в побочной подгруппе. Его три валентных электрона распределены так: 2е – на 4-м слое, а 1е помещен вместе с восемью имеющимися на третьем слое. Схема строения: Ядро атома Sc электронные слои атома Sc +21 1S2/ 2S2, 2P6/ 3S2, 3P6, 3d1/4S2 Валентные электроны Проследите, как идет заполнение электронами электронных слоев элементов I – III периодов. Проследите «повторяемость» числа валентных электронов через определенные интервалы. Для химических свойств элементов число электронов на внешнем слое – самая важная характеристика. Вопросы для самопроверки 1. Какие вы знаете элементарные частицы? Укажите их основные характеристики 2. Что такое радиоактивность? Какие виды радиоактивных излучений Вам известны? 3. Укажите средние размеры атома. Во сколько раз отличаются размеры ядра о т размеров атомов? 4. какие квантовые числа характеризуют энергию электрона в атоме в отсутствие внешних электрических и магнитных полей? 5. Какой порядок заполнения орбиталей? Сформулируйте правило Гунда. Какова форма s, p, d, и f-электронных облаков? 6. Какое максимальное количество электронов может размещаться на 1 s, 2 p, 3 s – подуровнях? Чему равен угол между р-орбиталями в атоме? 7. Дайте современную формулировку периодического закона Д.И. Менделеева. Как его формулировал сам Д.И. Менделеев. 8. Что такое периодичность? В чем причина периодического изменения свойств элементов? Какие главнейшие свойства элементов меняются периодически? 9. Каков физический смысл номера периода, номера группы? Дайте определение понятиям группа, период, семейство. 10.Что такое потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность? Примеры решения задач. Пример 1. Укажите виды химической связи в молекуле гидросульфата натрия. Покажите, какая связь будет «рваться» при диссоциации. NaHSO4 Присутствуют связи: Na-O ионная связь H-O водородная связь S-O ковалентная полярная связь. При диссоциации в первую очередь будет «рваться» ионная связь, так как у неё наибольшее значение дипольного момента (µ), более 4-х, затем водородная связь. Вопросы для самопроверки 1. Ионная и ковалентная связь. Электронно-точечные представления. Примеры. 2. Металлическая связь. Обоснование общности физических и химических свойств металлов. 3. Донорно-акцепторная связь. Необходимые условия ее образования. Перспективы химии комплексных соединений. 4. Водородная связь, ее природа и особенности, ее роль в молекулярной биологии. 5. Влияние типа химической связи в молекуле на физические свойства веществ. 6. Способы перекрывания атомных орбиталей, отвечающие образованию σ и π -связей. Их относительная прочность. Геометрия молекул. 7. Орбитальные модели молекул на примере H2S, PCl3. 8. Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул BeF2, BH3, CH4. 9. Валентность и степень окисления. Всегда ли совпадают они по величине? Примеры. Примеры решения задач Пример 1. Как изменится скорость реакции 2NO (г.) + O2 (г.) = 2NO2 (г.) если уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза? Решение. До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением: υ = k [NO]2·[O2] Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастает в 3 раза. Следовательно, теперь ύ = k (3[NO])2(3[O2]) = 27 k[NO]2[O2] Сравнивая выражения для υ и ύ, находим, что скорость реакции возрастает в 27 раз. Пример 2. В каком направлении сместится равновесие в системах а) СО(г.) + Сl2 (г.) = COCl2(г.) б) H2(г.) + I2 = 2HI (г.) если при неизменной температуре увеличить давление путем уменьшения объема газовой смеси? Решение: а) Протекание реакции в прямом направлении приводит к уменьшению общего числа молей газов, т.е к уменьшению давления в системе. Поэтому, согласно принципу Ле Шателье, повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакции. б) Протекание реакции не сопровождается изменением числа молей газов и не приводит, следовательно, к изменению давления. В этом случае изменение давления не вызовет смещения равновесия. Лабораторная работа №4. Химическое равновесие Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие. Для опыта удобно воспользоваться следующей реакцией: FeCl3+3KCNS Из веществ этой системы Fe(CNS)3 интенсивно окрашен в красный цвет, в то время как разбавленные растворы FeCl3 слабо окрашены в желтый цвет, а KCNS и KCl бесцветны. Потому всякое изменение концентрации Fe(CNS)3 сказывается на изменении окраски раствора. Это позволяет наблюдать, в каком направлении сдвигается равновесие при изменении концентрации реагирующих веществ. К 20 мл дистиллированной воды в небольшом стаканчике добавьте 1-2 капли насыщенного раствора роданида калия или роданида аммония. Полученный раствор разлейте в 4 пробирки. В первую пробирку добавить 1 мл 0, 3М раствора FeCl3, во вторую – 1 мл 0, 6 М раствора КСNS и в третью – 2 г кристаллического КСl. Четвертую пробирку оставьте для контроля. Сопоставляя интенсивность окрасок полученных растворов с цветом раствора в четвертой пробирке, объясните изменение окраски растворов в первой, второй и третьей пробирках. Результаты опытов занесите в таблицу:
Используя уравнение для скоростей прямой и обратной реакции, выражение для константы химического равновесия и принцип Ле Шателье, обоснуйте направление смещения равновесия в каждом опыте. Опыт 2. Обратимость смещения химического равновесия. В растворах, содержащих шестивалентный хром, существует равновесие:
Изменение концентрации ионов водорода смещает это равновесие. В химический стакан на 100 мл налейте небольшое количество 10%-ного раствора К2Сr2О7. К этому раствору по каплям добавьте концентрированный раствор щелочи и наблюдайте изменение окраски. Когда раствор станет желтым, добавьте по каплям концентрированную серную кислоту, наблюдайте появление оранжевой окраски. После этого можно снова прибавить щелочи и получить желтую окраску. Объясните смещение равновесия. Опыт 3. Влияние температуры на равновесие в реакции образования йиодокрахмала. При взаимодействии йода с крахмалом образуется синее вещество сложного состава (йиодокрахмал). Реакция экзотермическая и равновесие ее можно представить схемой: I2 + (С6Н10О5)n В две пробирки налейте 4-5 мл раствора крахмала и добавьте 3-4 капли 0, 1 н раствора йода (до появления синей окраски). Нагрейте одну пробирку и наблюдайте изменение окраски. Затем охладите пробирку водой из-под крана – снова появиться синее окрашивание. Объясните результаты опыта. Вопросы для самопроверки 1. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Кинетические уравнения и константа скорости химической реакции. 2. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Эмпирическое правило Вант-Гоффа. 3. Понятие энергии активации. Изменение энергии активации в экзотермической и эндотермической реакции. 4. Катализ – гомогенный и гетерогенный. Определение понятий. 5. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Принцип смещения равновесия Ле Шателье. РАСТВОРЫ Раствором называется, однофазная система, т.е. состоящая из 2-х или более компонентов и продуктов их взаимодействия. Дисперсная система, это система в которой одно вещество равномерно распределено внутри другого. В дисперсной системе различают дисперсную фазу (ДФ) и дисперсную среду (ДС). Концентрация растворов – это соотношение между растворенным веществом и растворителем. Следует помнить понятия моль, эквивалент, плотность. В химических расчетах используются в основном три вида концентраций: - процентная концентрация показывает, сколько граммов растворенного вещества находится в 100 г раствора, - молярная концентрация показывает, сколько молей растворенного вещества находится в 1 л ( 1000 мл) раствора, - нормальная концентрация показывает, сколько молей эквивалентов растворенного вещества находится в 1 л (1000 мл) раствора. При решении задач по переходу от одного вида концентрации к другому важно четко разграничить количество растворенного вещества и растворителя, массу и объем. Примеры решения задач. Пример 1. Найти молярную концентрацию 10% раствора сахарозы. Плотность раствора 1, 08 г/мл. Формула сахарозы – С12Н22О11. Запишем условия задачи так, чтобы было ясно какие количества вещества вам даны. Количество растворенного вещества Количество раствора Хм ______________________________1000 мл 10 г _______________________________100 г «Столбики» этой записи сознательно отклонены от «вертикалей» вследствии различия единиц измерения. Это сразу определяет необходимость дополнительных предварительных действий: А) выясним, каково количество молей в 10 г сахарозы Nm = m/M = 10/342 моль, Б) вычислим массу 1000 мл раствора G =1.08∙ 1000 г Пропорция для решения задачи будет иметь вид: Хм_________________________1000мл = 1, 08∙ 1000г 10/342моль = 10г________________100г Решаем ее, используя строгие «вертикали» с совпадающими единицами измерения: Хм = 10г∙ 1, 08∙ 1000 = 0, 315 моль/л Пример 2. Найти процентную концентрацию 0, 1 н раствора H2SO4 плотность = 1, 03. Исходная пропорция: Х г.___________________________________100 г. 0.1 моль экв.___________________________1000мл. С учетом эквивалента H2SO4 и плотности: Хг.___________________________________100 г 49∙ 0, 1г = 0, 1моль экв.___________________1000 мл = 1, 03∙ 1000г. Получаем: Х = 49∙ 0, 1∙ 100 / 1, 03∙ 1000 = 0, 475 Гидролиз солей – «разрушение» солей водой с образованием слабого электролита. Рекомендуемая последовательность действий: а) составить уравнение диссоциации соли; б) выяснить, по какому виду идет гидролиз; Популярное:
|
Последнее изменение этой страницы: 2017-03-03; Просмотров: 509; Нарушение авторского права страницы
Fe(CNS)3+ 3KCl