методичка для лабор химия. Методические указания к лабораторным работам для студентов i курса

• Название: Методические указания к лабораторным работам для студентов i курса
• Дата: 10.10.2022
• Размер: 0.78 Mb.
• Имя файла: методичка для лабор химия.doc
• Тип: Методические указания; #725999
• страница: 4 из 10

Лабораторная работа № 4

7.1 Цель лабораторной работы
Привить навыки составления формул, выражающих электронную конфигурацию атомов и одноатомных ионов элементов.

7.2 Теоретическая часть

Согласно квантово-механическим представлениям, состояние электрона в атоме химического элемента определяется значениями четырех квантовых чисел: n, l, m_l m_s.

Главное квантовое число n принимает значения ряда целых чисел (1,2,3,4 и т.д.) и характеризует уровень энергии электрона в атоме.

Орбитальное квантовое число l принимает значения целых чисел в пределах от 0 до (n-1) и характеризует подуровень энергии электрона на данном энергетическом уровне. Для обозначения энергетических подуровней используют буквы латинского алфавита:

l …………………… 0 1 2 3

обозначение……. S p d f

Используя цифровые значения n и буквенные обозначения l, можно составить формулу, отражающую электронную конфигурацию атома химического элемента.

Максимальное число электронов, имеющих одинаковый уровень энергии, определяется как 2n² . Максимальной число электронов, имеющих одинаковый подуровень энергии на данном энергетическом уровне, определяется как 2(2l+1).

Каждый энергетический подуровень условно делится на квантовые ячейки, количество которых связано с магнитным квантовым числом m_l, принимающим значения от –l через нуль до +l.

Квантовая ячейка ٱ - графическое изображение атомной орбитали, т.е. состояние электрона в атоме, характеризующегося определенными значениями трех квантовых чисел: n, l, m_l.

В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов отличающихся друг от друга значением спинового квантового числа

(m_s = ±1/2 ).

Электроны в квантовых ячейках обозначаются стрелками:↑ или ↓.

Общее число электронов в атоме определяется порядковым номером химического элемента в ПС. Элементы со сходной электронной конфигурацией атомов называются электронными аналогами. В ПС они располагаются в одной подгруппе, т.е. они являются и химическими аналогами.

Устойчивому состоянию атома отвечает такое распределение электронов по атомным орбиталям – АО, при ктором энергия атома минимальна. Поэтому АО заполняются в порядке последовательного возрастания их энергии, который определяется правилами Клечковского:

• 
  АО заполняются электронами в порядке последовательного увеличения суммы (n+l) (1-е правило);
  
• 
  а при одинаковых значениях этой суммы – в порядке последовательного возрастания главного квантового числа n (2-е правило).
  

7.3 Эксперименальная часть
7.3.1 Опыт 1. Электронная структура атомов и ионов металлов.

В три пробирки налейте по 2-3 мл раствора нитрата свинца.

В первую пробирку опустите кусочек железа, во вторую – цинка, в третью – магния. Через несколько минут отметьте изменения, которые произошли в пробирках. Составьте уравнения реакций.

Заполните предложенную таблицу:

До реакции		После реакции
Химический знак атома или иона металла	Электронная формула атома или иона	Химический знак атома или иона металла	Электронная формула атома или иона
Fe Zn Mg Pb2+		Fe2+ Zn2+ Mg2+ Pb

7.3.2 Опыт 2. Электронные структуры атомов и ионов неметаллов.

Опыт проводите под тягой!

В одну пробирку налейте 2 мл раствора сульфида натрия, а в другую 2 мл иодида натрия и в каждую по 1 мл хлорной воды.

Отметьте изменения, которые произошли в пробирках. Составьте уравнения реакций.

Заполните предложенную таблицу.

До реакции		После реакции
Химический знак атома или иона неметалла	Электронная формула атома или иона	Химический знак атома или иона неметалла	Электронная формула атома или иона
S2- I- Cl		S I Cl-

7.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Чем определяется общее число электронов в атоме?

2 Какими квантовыми числами определяется состояние электрона в атоме? Какие значения они имеют? Что характеризуют?

3 Что такое атомная орбиталь?

4 Как составляется электронная формула атома элемента? Графическая формула (квантовая ячейка)?

5 Какова последовательность заполнения электронами атомных орбиталей?

6 Электронную структуру атома выражают сокращенной формулой … 3d³4s². Что это за элемент?

7 Атому, какого элемента отвечает сокращенная формула:

а) …3s²3p² б) … 3s²3p⁶3d⁵4s² в) …4s²4p⁴?

8 Укажите значения главного, орбитального и магнитного квантовых чисел, характеризующих атомную орбиталь:

а) 11-го электрона в атоме натрия,

б) 19-го электрона в атоме калия.

9 Проведите схему распределения внешних электронов по квантовым ячейкам в атоме:

а) мышьяка, б) селена.

10 На основании электронной структуры атомов серы и хлора охарактеризуйте их валентные свойства в невозбужденном и возбужденном состояниях.

11 Дать определение понятиям:

а) радиус атома;

б) энергия ионизации;

в) сродство к электрону;

г) электроотрицательность.

12 Как изменяется эти понятия для элементов главных и побочных подгрупп?

13 Как изменяются эти понятия по периоду?

14 Охарактеризовать свойства элементов и их соединений по вышеуказанному плану ³⁵₁₇Cl (хлор); ⁵²₂₄Mn (марганец).

15 Сравнить неметаллические свойства фосфора и сурьмы.

16 У какого элемента более выражено металлическое свойство (ванадий, мышьяк)? Почему?

17 Какой из элементов (хром, селен) образует летучее водородное соединение? Написать формулу и объяснить.

18 Какой из состояний марганца Mn⁺², Mn⁺⁴, Mn⁺⁶, Mn⁺⁷ в окислительно-восстановительных реакциях проявляет свойство:

а) только восстановителя; б) только окислителя.

19 Какие состояния хлора Cl^-1, Cl⁺¹, Cl⁺³, Cl⁺⁵, Cl⁺⁷ в окислительно-восстановительных реакциях проявляют свойства окислителя и восстановителя.

20 Как изменяются кислотные свойства в ряду: H₂SiO₄, H₃PO₄, H₂SO₄, HClO₄.


8 ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
Лабораторная работа № 5

8.1 Цель лабораторной работы

Выполнение калориметрических измерений и термодинамических расчетов, связанных с энергетикой химических реакций.

8.2 Теоретическая часть
При химических реакциях изменение химического состава вещества сопровождается изменением запаса химической энергии системы (наиболее часто в виде тепловой энергии).

Изучением тепловых эффектов занимается термохимия и более широко химическая термодинамика, которая устанавливает взаимосвязь различных видов энергии в форме теплоты и работы.

Химическая энергия системы – это определенный запас внутренней энергии (U) системы при постоянном объеме (V – const) или запас энтальпии системы (Н), рассматриваемой при постоянном давлении (P – const).

Энтальпия связана с внутренней энергией:

H = U + PV (8.1)

Если вещества, образующиеся при реакции, обладают меньшим запасом химической энергии, чем вещества вступающие в реакцию, то в процессе реакции выделяется энергия: при этом уменьшается запас энтальпии системы:

Н_кон < Н_нач. (8.2)

∆Н = Н_кон. – Н_нач. < 0 (8.3).

Такие реакции называются экзотермическими.

Если реакция сопровождается затратой энергии, то вещества, образующиеся в результате реакций, обладают большим запасом химической энергии, большей энтальпией, чем исходные вещества:

Н_кон. > Н_нач. (8.4)

Δ Н >0 (8.5)

Такие реакции называются эндотермическими.

Таким образом, тепловой эффект химической реакции есть не что иное, как изменение внутренней энергии в результате реакции, протекающей при постоянном объеме, или изменение энтальпии в результате реакции, протекающей при постоянном давлении.

Изменение энтальпии (тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении) отличается от изменения внутренней энергии (теплового эффекта химической реакции при постоянном объеме) на величину работы против сил внешнего давления и при равенстве работы нулю изменение энтальпии равно изменению внутренней энергии. Это заключение вытекает из выражения (1).

Δ H = Δ U + PΔ V (8.6)

В термохимии тепловой эффект экзотермической реакции принято считать положительным, а эндотермической – отрицательным. Значит, термохимические тепловые эффекты Q_P (Q_V) равны по величине и противоположны по знаку термодинамическим эффектам химических реакций Δ H (Δ U):

Пример. 2 Mg _(К) + CO_{2 (Г)} = 2 Mg _(К) + C _(ГР.) + Q_P (Δ H);

Q_P = 810,1 кДж Δ H = -810,1 кДж.

В основе практических расчетов лежит закон Гесса.

Тепловой эффект химической реакции, т.е. изменение энтальпии или внутренней энергии системы в результате реакции, зависит только от начального и конечного состояния участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Удобно в расчетах использовать одно из следствий из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (Δ Н) равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ.

Δ Н⁰ = Σ n Δ Н^обр_кон –Σ n Δ Н^обр_исх , (8.7)

Где Δ Н⁰ – тепловой эффект реакции;

Δ Н^обр_кон – теплота образования конечных веществ;

Δ Н^обр_исх – теплота образования исходных веществ;

n – коэффициент в уравнении реакции.

Под теплотой образования сложного вещества в термодинамике понимают тепловой эффект реакции образования 1 моля данного вещества из простых веществ, наиболее устойчивых в стандартных условиях. Пример:

Са + С _графит + 3/2 О₂ = СаСО₃ – 1207 кДж

Δ = - 1207 кДж/моль

Значения теплот образования сложных веществ приводятся в термодинамических справочниках (при стандартных условиях: Р = 101,325 кПа, Т = 298⁰ К).

Пример. Пользуясь справочником, вычислите тепловой эффект реакции:

2 Mg _(К) + СО_{2 (Г)} = 2 MgО_(К) + С _ГРАФИТ,

где к – кристаллическое состояние;

ж – жидкое состояние;

г – газообразное состояние.

Решение. По данным таблицы стандартные энтальпии образования СО₂ и MgO равны соответственно –393,5 и –601,8 кДж/моль, стандартные энтальпии образования простых веществ равны нулю. Отсюда тепловой эффект реакции равен:



Различают тепловые эффекты реакции: образования, разложения, сгорания, нейтрализации и т.д.

Тепловой эффект реакции нейтрализации - это количество теплоты которое выделяется при нейтрализации одного грамм-эквивалента кислоты основанием.

Изменение энтальпии при нейтрализации сильной кислоты сильным основанием одинаково для различных кислот и оснований, т.к. в этом случае реакция нейтрализации практически сводится к реакции образования моля воды из ионов:

Н⁺ + Сl ^- + Na⁺ + OH ^- = Na ⁺ + Cl ^- + H₂O – 57,3;

Н⁺ + NO₃ ^- + K⁺ + OH ^- = K ⁺ + NO₃ ^- + H₂O – 57,3;

Н⁺ + OH ^- = H₂O + 57,3 кДж.
8.3 Экспериментальная часть
8.3.1 Опыт 1. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.

Во внутренний стакан калориметра налейте из бюретки 25 мл 1 н раствора кислоты, в отдельный стакан налейте из бюретки 25 мл 1 н раствора щелочи. Измерьте температуру раствора кислоты с точностью до 0,1 ⁰С. Температуру раствора щелочи можно не измерять, т.к. оба раствора хранятся при одинаковых условиях.

Не вынимая из раствора кислоты термометр, быстро влейте раствор щелочи в кислоту. Осторожно помешайте раствор термометром, наблюдая за изменением температуры. Отметьте максимальную температуру раствора.

Все экспериментальные данные занесите в таблицу.

Объем раствора кислоты	Объем раствора щелочи	Концентрация кислоты, моль/л	Концентрация кислоты, моль/л
25 мл	25 мл	1	1

Плотность раствора НСl	Плотность раствора NaOH	Начальная температура	Конечная температура
1,015 г/мл	1,04 г/мл	t1 0C	t2 0C

Вычисления.
Теплота, выделенная при реакции нейтрализации, расходуется:

а) на нагревание раствора

, (8.8)

где с₁ – удельная теплоемкость воды, 4,18 Дж/г;

m₁ – масса раствора, г;

t₁ – начальная температура, ⁰С;

t₂ – максимальная температура, ⁰С.

б) на нагревание калориметра

, (8.9)

где с₂ – удельная теплоемкость стекла, 0,75 Дж/г;

m₂ – масса стакана калориметра, г (взвесьте стакан или узнайте его массу у лаборанта).

(8.10)

Подсчитанное по результатам опыта количество выделенной теплоты в Дж получено при нейтрализации 25 мл 1 н раствора, т.е. 0,025 моля кислоты. Теплота нейтрализации кислоты в расчете на молярную массу эквивалентов определяется:
, кДж/моль (8.11)

Определите в % относительную ошибку опыта «К», учитывая, что теоретическое значение этого эффекта:

кДж/моль

8.4 Контрольные вопросы и задачи

1 Почему химические и фазовые превращения сопровождаются выделением или поглощением энергии?

2 При каких условиях изменение энтальпии равно изменению внутренней энергии, связанных с протеканием химической реакции?

3 Почему для экзотермических реакций изменение энтальпии меньше нуля?

4 Напишите реакцию, тепловой эффект которой отвечает теплоте образования серной кислоты.

5 Для каких из указанных веществ теплота (энтальпия) образования равна нулю? Н₂О, Mg, СО₂, О₂, О₃, Н₂, СО₃.

6 Объясните закон постоянства теплот нейтрализации сильных кислот и оснований.

7 Какое соотношение между величинами теплоты нейтрализации сильных кислот сильными основаниями и теплоты диссоциации воды?

8 Вычислите тепловой эффект реакции образования Н₂О_{2 (Ж)}, если теплота разложения Н₂О_{2 (Ж)} = Н₂О _(Ж) + ½ О_{2 (Г)} равна –98,1 кДж/моль.

.

9 КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Лабораторная работа №6
9.1 Цель лабораторной работы

Изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов.
9.2 Теоретическая часть
Скоростью химической реакции называется изменение концентрации реагирующего вещества в единицу времени. Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ и зависит от условий протекания процесса (концентрации реагирующих веществ, температуры, наличие катализатора, а для гетерогенных процессов – еще от величины поверхности раздела между фазами).

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Например для реакции

3H₂(г) + N₂ ® 2NH₃(г) (9.1)

(9.2)

где v – скорость химической реакции;

k - константа скорости; (зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора)

C_H2 и C_N2 - концентрации реагирующих веществ.

Реакции в гетерогенной системе идут на поверхности раздела между фазами. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной температуре зависит не только от концентрации веществ, но и от площади поверхности раздела.

Применяя закон действующих масс к гетерогенным реакциям, следует учесть, что концентрация веществ, находящихся в твердой фазе, постоянная и включается в величину k , а в выражении скорости гетерогенной реакции войдут только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазах. Так, например, для реакции

CaO(к) + CO₂(г) = CaCO₃(к) (9.3)

(9.4)

9.2.1 Зависимость скорости реакции от температуры

Опытным путем установлено, что скорость большинства химических реакций при повышении температуры на 10⁰С возрастает в 2-4 раза. Эта зависимость, установленная Вант-Гоффом математически может быть записана так:

(9.5)

где и - скорости при t₂ и t₁;

-температурный коэффициент.

Столь сильную зависимость скорости от температуры нельзя объяснить лишь просто увеличением числа столкновений между молекулами – если учесть, что 1 моль вещества содержит 6,02*10²³ молекул, то оно и так велико. Однако, большинство соударений мягкое (неэффективное), энергия их недостаточна для разрыва прежних связей в молекулах. При повышении температуры увеличивается количество «активных» молекул, т.е. более реакционно способных. К активным молекулам относятся молекулы с повышенным запасом кинетической энергии («быстрые»); молекулы в «возбужденном» состоянии, т.е. такие, в которых есть возбужденные электроны.

Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации.

Энергия активации выражается в кДж/моль. Она расходуется на разрыв или ослабление химических связей в исходных веществах.
9.2.2 Влияние катализатора на скорость реакции.
Катализаторами называют вещества, которые влияют на скорость реакции.

Обычно катализаторами называют вещества ускоряющие реакции. Вещества, уменьшающие скорость реакции, называются ингибиторами (отрицательный катализ).

Различают гомогенный катализ – катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе и гетерогенный катализ – катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

Явление гомогенного катализа объясняется чаще всего теорией промежуточных соединений, суть которой состоит в образовании промежуточного весьма реакционноспособного, неустойчевого соединения одного из веществ катализатором, это вещество немедленно вступает во взаимодействие с другими участниками реакции, высвобождая при этом катализатор.

А + В = А В - медленный процесс

А + кат. = А Кат. две быстрые

А Кат. + В = А В + Кат. стадии
В теории гетерогенного катализа используется явление адсорбции молекул реагирующих веществ на отдельных точках поверхности катализатора (активные центры). За счет адсорбции увеличивается концентрация молекул реагирующих веществ у поверхности катализатора. Может проходить и деформация, ослабление связей внутри молекул, а также возможно образование промежуточных соединений, о которых речь шла выше.

Для катализаторов характерна специфичность действия – определенный катализатор оказывает влияние на скорость определенной реакции или на группы однотипных реакций.

Существуют вещества, присутствие которых даже в нежелательных количествах подавляет действие катализатора. Такие вещества называют каталитическими ядами.

9.3 Экспериментальная часть

9.3.1 Опыт 1. Влияние концентрации на скорость реакции (полумикрометод).

Для исследования предлагается реакция взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S ¯ + SO₂ ­ + H₂O (9.6)

Выделяющаяся сера дает коллоидный раствор, содержимое пробирки становится мутным (опалесценция). По промежутку времени от начала реакции (добавление кислоты) до заметного помутнения раствора можно судить об относительной скорости реакции.

Для приготовления опыта надо приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие пробирки внести: в первую 4 капли 5%-ного раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды, во вторую 8 капель раствора тиосульфата натрия и 4 капли воды, в третью – 12 капель раствора тиосульфата. Таким образом, будут получены три раствора тиосульфата различной концентрацией. Если условно обозначить молярную концентрацию в первой пробирке - С молей, то во второй она будет – 2С, а в третьей – 3С молей.

В первую пробирку внести 1 каплю 2,5%-ного раствора серной кислоты (следите, чтобы капля не попала на стенку пробирки, а упала прямо в раствор!). По секундомеру отметьте время от момента добавления кислоты до появления заметной опалесценции. Также поступите со второй и с третьей пробиркой. Во всех трех пробирках наблюдается выделение серы, но для этого в растворах различной концентрации тиосульфата потребовалось разное время (t). Величина 1/t условно называется относительной скоростью реакции.
Исходные данные и полученные результаты записываются в таблицу по форме:

№ пробирки	К-во капель раствора Na2S2O3	К-во капель воды	Общий объем (число капель)	К-во капель H2SO4	Концентрация Na2S2O3 моль/л	Время появления мутности t, с	Относите льная скорость реакции
1	4	8	12	1	1С
2	8	4	12	1	2С
3	12	0	12	1	3С

На основании полученного экспериментальных данных постройте график зависимости скорости реакции от концентрации, отложив по оси абсцисс концентрацию – С, а по оси ординат относительную скорость 1/t.

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
9.3.2 Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры (полумикрометод).

В три сухие пробирки накапайте по 10 капель раствора тиосульфата. В первую пробирку внести 1 каплю 2,5 %-ного раствора серной кислоты и по секундомеру отметьте время реакции (см. опыт 1). Вторую пробирку и пробирку с серной кислотой и опущенной в неё пипеткой поместите в термостат (стакан с водой) с температурой на 10⁰ выше комнатной. Через 3-5 минут (когда растворы в пробирках нагреются) внесите 1 каплю раствора кислоты в пробирку с раствором тиосульфата и определите время реакции (см. опыт 1). Третью пару пробирок поместите в термостат с температурой на 20⁰ С. Через 3-5 минут проделайте опыт и определите время реакции.

Результаты опыта запишите в таблицу:

№ пробирки	Температура опыта, С	Время появления мути, t сек.	Относительная скорость реакции, 1/t
1
2
3

Постройте график зависимости скорости от температуры, отложив по оси абсцисс температуру, а по оси ординат относительную скорость 1/t. Вычислите температурный коэффициент реакции (g).

9.3.2 Опыт 3. Влияние поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе (полумикрометод).

Приготовьте два небольших приблизительно одинаковых кусочка мела. Один из них разотрите пестиком в порошок и пересыпьте в коническую пробирку, вторую поместите в другую пробирку. В обе пробирки одновременно добавьте по 20 капель концентрированной соляной кислоты. Напишите уравнение реакции, объясните наблюдаемые явления.
9.3.3 Опыт 4. Гомогенный катализ.

Налейте в пробирку 0,5 мл 0,1 Н раствора КМnО₄ и 15 мл 2 Н раствора серной кислоты. Полученный раствор разлейте поровну в две пробирки. В одну из них насыпьте немного нитрата калия КNО₃ и встряхните пробирку для более скорого растворения соли. Затем внесите в обе пробирки по 2 кусочка цинка. Убедитесь в том, что обесцвечивание раствора происходит значительно быстрее в той пробирке, в которую был добавлен катализатор. Уравнение реакции, идущей в отсутствие катализатора, записывается так:
2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 10 H ® K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O. (9.7)
Участвующий в данной реакции атомарный водород образовался при взаимодействии цинка с серной кислотой. Механизм каталитического действия нитрата калия схематически записывается так:
KNO₃ + 2H ® KNO₂ + H₂O (9.8)
2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5KNO₂ ® K₂SO₄ + 2MnSO₄ +5KNO₃ + 3H₂O. (9.9)
Роль промежуточного соединения в данном случае играет нитрат калия KNO₂.
9.3.5 Опыт 5. Гетерогенный катализ (полумикрометод).

а) Каталитическое действие диоксида свинца.

Налейте в пробирку 5-8 капель 30%-ного раствора пероксида водорода. Внесите в раствор на кончике микрошпателя диоксид свинца PbO₂ и наблюдайте выделение газа. Напишите уравнение разложения пероксида водорода. (Диоксид свинца можно заменить диоксидом марганца МnO₂).
б) Каталитическое действие воды (опыт проводят под тягой).

Смешайте в фарфоровой чашечке два микрошпателя порошка цинка (алюминия) и один микрошпатель кристаллического йода. Протекает ли реакция между цинком и йодом? На смесь капните каплю воды. Наблюдайте бурную реакцию, сопровождающуюся большим выделением теплоты, за счет которой происходит возгонка непрореагировавшего йода – выделяются пары фиолетового цвета. Напишите уравнение реакции.

9.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Что называется скоростью химической реакции? От каких факторов она зависит?

2 Как и почему изменяется скорость химической реакции при изменении температуры?

3 От каких факторов зависит скорость химической реакции в гетерогенных системах?

4 Что называется катализатором? Какое влияние и почему оказывает катализатор на скорость химической реакции?

5 Напишите выражение для скорости следующих реакций:

4NH₃ + 5O₂ ® 4NO + 6 H₂O

2Mg + O₂ ® 2MgO

6 Во сколько раз увеличится скорость реакции:

2NO + O₂ ® 2NO₂

а) при увеличении концентрации O₂ в два раза?

б) при увеличении концентрации NO в три раза?

7 При 25⁰ С некоторая реакция заканчивается за 32 минуты. Принимая температурный коэффициент равным 2, рассчитать через какое время закончится эта реакция при 85⁰ С?

10 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Лабораторная работа №7
10.1 Цель лабораторной работы
Изучение влияния различных факторов на химическое равновесие.
10.2 Теоретическая часть
Все химические реакции можно поделить на необратимые и обратимые.

Необратимые – реакции, которые в данных условиях могут идти в одном направлении и приводят к полному превращению исходных данных веществ в продукты реакции. Например:
Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ ­ (10.1)
Обратимые – реакции, которые могут протекать одновременно в противоположном направлениях. Например:
H₂ + Cl₂ Û 2 НСl (10.2)
Будет ли реакция обратимой или необратимой – зависит от природы участников реакции.

В обратимых реакциях по мере расходования исходных веществ и накопления продуктов реакции скорость прямой реакции уменьшается, а обратимой – увеличивается, и наступает момент, когда они становятся равными.

Состояние системы, когда скорости прямой и обратимой реакции равны, называется химическим равновесием.

В момент равновесия концентрации участников реакции не изменяются.

Пусть реакция протекает по схеме:
аА + вВ Û сС + dД (10.3)
В соответствии с законом действия масс

nпр. = К₁ ^. С_А^{А .} С_В^В ; nобр. = К₂ ^. С_С^{С .} С_Д^d (10.4)
В момент химического равновесия nпр. = nобр., т.е.
К₁ ^. С_А^{А .} С_В^В = К₂ ^. С_С^{С .} С_Д^d (10.5)
Проводя математические преобразования, получим:
С_С^{С .} С_Д^d К₁

----------- = ----- = К (10.6)

С_А ^. С_В К₂
Так как К₁ и К₂ - величины постоянные, то их отношение (К) тоже величина постоянная и называется константой равновесия.

К зависит от температуры и не зависит от концентрации.

Величина К представляет собой отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентрации исходных веществ. Чем больше К, тем больше концентрация продуктов реакции, иными словами, К характеризует полноту протекания прямой реакции.

В случае гетерогенных реакции в выражение для константы равновесия входят концентрации веществ, находящихся только в газообразной или жидкой фазах. Например:
С(к) + СО₂ (г) Û 2СО(г) К = С²_со/ С_со
3Н₂(г) + N₂(г) Û 2NH₃(г) К =

Условием химического равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакции. Это условие сохраняется при постоянстве внешних условий, а при нарушении его равновесие сдвигается в сторону преимущественного протекания прямой или обратной реакции, и устанавливается новое равновесие при новых концентрациях участников реакции. Направление, в котором происходит смещение химического равновесия, определяется принципом Ле-Шателье:

изменение внешних условий (температура, давление, концентрация) вызывает смещение равновесия в направлении реакции, противодействующей оказанному изменению.
Следовательно:

А) Повышение температуры способствует протеканию реакции, идущей с поглащением тепла, и сдвигает равновесие в сторону эндотермической реакции, понижение температуры – в сторону экзотермической реакции.

В) Изменение давления имеет значение лишь для реакции с участием газообразных веществ. Повышение давления всегда сдвигает равновесие в сторону образования меньшего числа молей газообразных веществ, что в свою очередь приведет к снижению давления.

С) Увеличение концентрации одного из участников реакции сдвигает равновесие в сторону процесса, приводящего к его расходованию.
10.3 Экспериментальная часть.
10.3.1 Опыт1. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.

Для изучения смещения химического равновесия предлагается реакция:
FeCl₃ + 3 NH₄NCS Û Fe(NCS)₃ + 3 NH₄Cl (10.7)
Роданид железа Fe(NCS)₃ окрашен в ярко красный цвет. Изменение концентрации Fe(NCS)₃ влияет на интенсивность окраски раствора. Это позволяет наблюдать, в каком направлении сдвигается равновесие при изменении концентрации реагирующих веществ.

Выполнение опыта:

В пробирку налейте 1 мл разбавленного раствора хлорида железа FeCl₃ и добавьте 4-5 капли разбавленного раствора роданида (тиоцианата) аммония (натрия, калия), полученный раствор разбавьте водой до слабокрасного окрашивания и разделите на 4 пробирки. Одну пробирку оставьте для сравнения, а в три другие добавите: в первую – 1 каплю концентрированного раствора FeCl₃ ; во вторую 1 каплю концентрированного раствора NH₄NCS ; в третью – несколько кристалликов хлорида аммония (NH₄Cl).Полученные результаты занесите в таблицу

Таблица 1.

№ пробирки	Что добавлено	Изменение интенсивности окраски	Направление смещения равновесия
1.
2.
3.

Напишите выражение для константы равновесия изучаемой реакции.
10.3.2 Опыт 2. Влияние температуры на состояние химического равновесия (опыт проводить в вытяжном шкафу).

В данном опыте изучают реакцию димеризации диоксида азота.

2NO₂ Û N₂O₄

темно-бурый бледно-желтый

По изменению окраски газовой смеси можно судить о смещении равновесия в сторону прямой или обратной реакции.
Прибор, состоящий из двух колбочек, соединенных трубкой с хорошо подобранными пробками, наполните диоксидом азота, который получите разложением нитрата свинца:


2Pb(NO₃)₂ = 2PbO + 4NO₂ ­ + O₂
Одну колбу поместите в стакан с горячей водой, другую в стакан с ледяной водой (смесь воды со снегом или льдом). На основе принципа Ле Шателье объясните изменения, происходящее в колбах.
10.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Какие реакции называются необратимыми? Обратимыми?

2 Что называется химическим равновесием?

3 Что называется сдвигом (смещением) химического равновесия?

4 Факторы, влияющие на смещение равновесия.

5 Напишите уравнение константы равновесия для следующих обратимых процессов:

а) 2NO₂(г) Û 2 NO(г) + O₂(г);

б) N₂(г) + 3H₂(г) Û 2NH₃(г);

в) CuO(г) + H₂ Û Cu(г) + H₂O(г).

Как сместится равновесие в каждом из указанных случаев при повышении давления?

6 Напишите выражения для константы равновесия следующих процессов:

2SO₂(г) + O₂(г) Û 2SO₃(г)

Fe₂O₃(к) + 3 H₂(г) Û 2Fe (к) + 3 H₂O(г)

7 Реакция идет по уравнению

H₂ + Cl₂ Û 2 HCl

Равновесие устанавливается при следующих концентрациях участников реакции: СН₂ = СCl₂ = 0,2 моль/л, НCl = 0,4 моль/л. Вычислите исходную концентрацию хлора и значение константы равновесия.

8 В какую сторону сместится равновесие реакции горения эцетилена:

2С₂Н₂(г) + 5 О₂(г) Û 4 СО₂(г) + 2Н₂О(г)

а) при повышении давления?

б) при повышении температуры, если прямая реакция экзотермическая?

11 ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ