- •Введение
- •Раздел 1: неорганическая химия
- •Закон эквивалентов. Эквивалент. Молярная масса эквивалента вещества. Эквивалентный объем.
- •Закон эквивалентов Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ, прямо пропорциональны их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов):
- •Лабораторная работа №1 Определение молярной массы эквивалента металла методом вытеснения водорода
- •Запись данных опыта и расчеты:
- •Скорость химических реакций. Химическое равновесие.
- •Лабораторная работа № 2. Скорость химических реакций. Химическое равновесие.
- •Опыт 2. Смещение химического равновесия обратимых реакций
- •Электролитическая диссоциация
- •Лабораторная работа № 3 Электролитическая диссоциация.
- •Произведение растворимости
- •Лабораторная работа № 4 Произведение растворимости
- •Гидролиз солей
- •Лабораторная работа № 5 Гидролиз солей
- •Водородный показатель. Буферные растворы.
- •Решение. Находим концентрацию ионов водорода в растворе
- •Лабораторная работа № 6 Водородный показатель. Буферные растворы. Опыт 1. Приближенное определение рН в водных растворах при помощи индикатора.
- •Опыт 2. Определение водородного показателя (рН) в водном растворе соли с помощью универсального индикатора.
- •Окислительно-восстановительные реакции.
- •Соответственно для процесса восстановления
- •По таблице / Лурье ю.Ю. Справочник по аналитической химии. М.:Химия,1978.-447с./ находим значения стандартных (нормальных) электродных потенциалов электрохимических систем, участвующих в реакции:
- •Лабораторная работа № 7 Окислительно-восстановительные реакции
- •Электролиз
- •Лабораторная работа №8 Электролиз (вр)
- •Комплексные соединения
- •Лабораторная работа №9 Комплексные соединения.
- •Способы выражения состава растворов
- •Лабораторная работа № 10 Приготовление раствора с заданной массовой долей вещества (в %).
- •Лабораторная работа № 11 Свойства азота
- •Лабораторная работа №12 Свойства серы.
- •Лабораторная работа №13 Свойства фосфора. Опыт 1. Ортофосфаты некоторых металлов.
- •Лабораторная работа №14 Свойства галогенов Опыт 1. Окислительные свойства галогенов и их сравнительная активность
- •Раздел 2. Аналитическая химия количественный анализ
- •Химические методы анализа
- •1.Гравиметрический (весовой) анализ.
- •Лабораторная работа №1 Установление формул кристаллогидратов
- •2. Титриметрический (объемный) анализ.
- •Методы комплексообразования
- •Комплексонометрическое титрование
- •Лабораторная работа №5 Определение суммарной жесткости водопроводной воды
- •Жесткость воды и методы её устранения.
- •Раздел 1. Неорганическая химия 4
- •Раздел2. Аналитическая химия.
Запись данных опыта и расчеты:
B(валентность металла) = 2
m(масса металла), г =
VНАЧ.(начальный объем воды в бюретке), мл.=
VКОН.(конечный объем воды в бюретке), мл =
V(Н2) = VКОН.–VНАЧ. (объём, выделившегося водорода), мл =
t (температура),ºС =
T(абсолютная температура) =273 + t0С, К =
Р(атмосферное давление), мм. рт. ст. =
h (Н2О) (давление насыщенного водяного пара), мм.рт.ст.=
Р(Н2)(парциальное давление водорода) = Р- h (Н2О), мм.рт.ст.=
Числовое значение h Н2О берут из справочной таблицы.
R(универсальная газовая постоянная), мм.рт.ст·мл/моль·К
По полученным данным рассчитайте молярную массу эквивалента металла двумя способами:
I-й способ. Применяя уравнение идеального газа Клапейрона - Менделеева
PV= nRT, зная, что n = m/M вычислите массу водорода в измеренном вами объеме. На основании закона эквивалентов вычислите молярную массу эквивалента металла. По закону эквивалентов:
m(H2)/m(Me) = MЭ(H2)/ MЭ(Me), откуда MЭ(Me) = m(Me)·MЭ(H2) / m(H2),
II-й способ. Приведите объем V(H2) выделившегося водорода к нормальным условиям Vo(H2), используя уравнение объединенного газового закона:
PV/T = PОVО / TО;
Заменив в выражении закона эквивалентов массу и молярную массу
эквивалента водорода на пропорциональные им объемные значения:
VО(H2)/m(Me) = VЭ(H2)/ MЭ(Me), получим расчетную формулу:
MЭ(Me)= m (Ме)·VЭ(H2) / VО(H2)
Зная, что АПРАКТ.(Ме) = МЭ(Ме)∙В(Ме), вычислите практическую атомную(мольную) массу металла. Затем по таблице Д.И.Менделеева определите какой это металл. Перепишите из таблицы Д.И.Менделеева теоретическое значение атомной массы металла.
Вычислите погрешности (ошибки) опыта: абсолютную (∆ =АТЕОР - АПРАКТ.) и относительную (∆% =.∆ ∙!00 ∕ АПРАКТ.).
Сформулируйте и запишите вывод.
Скорость химических реакций. Химическое равновесие.
Химическая кинетика – раздел физической химии, изучающий вопросы о скоростях и механизмах химических реакций.
Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления и присутствия катализатора.
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики – законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.
Химические реакции, в которых исходные вещества целиком превращаются в продукты реакции, называются необратимыми:
2KClO3 = 2KCl + 3O2↑
υ1 = k1· С2(KClO3)
Значительно чаще происходят реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном:
2NO + O2 ↔ 2NO2
υ1 = k1·[NO]2·[O2],
υ2 = k2·[NO2]2,
Состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, называется химическим равновесием.
При химическом равновесии υ1 = υ2 , откуда
KС = k1 / k2 = [NO2]2 / [NO]2 · [O2]
Где KС – константа химического равновесия (величина табличная), выраженная через равновесные молярные концентрации реагирующих веществ,
k1, k2 – константы скоростей прямой и обратной химических реакций
[NO2],[NO],[O2] – равновесные молярные концентрации реагирующих веществ.
Для обратимой химической реакции: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ есть величина постоянная при постоянной температуре, и называется константой химического равновесия. Она зависит от температуры, природы реагирующих веществ, наличия катализатора, и не зависит от концентраций реагирующих веществ.
Пример 1. Как изменится скорость реакции горения этилена при увеличении концентрации кислорода в три раза?
Решение. С2Н4 +3О2 = 2СО2 + 2Н2О
Скорость реакции горения этилена до изменения концентрации кислорода
υ1= kC2H4∙O2]3 (закон действия масс)
С увеличением концентрации кислорода в три раза скорость реакции станет равной
υ1 k1 [C2 H4](3[O2])3 = 27k1[C2H4][O2]3=27υ.
Следовательно, скорость увеличивается в 27 раз.
Пример 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 70С, если температурный коэффициент равен 2?
Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа (при повышении температуры на каждые 10оС скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза) по формуле: υt2 =υt1t2-t1/10 Находим, что
υt/υt = 270-20/10 = 25 = 32
Следовательно, скорость реакции увеличится в тридцать два раза.
Пример 3. В какую сторону сместится равновесие в гомогенных системах
1.2HBr H2 +Br2 – 70,18 кДж;
2.2NO + O2 2NO2 +117 кДж
вследствие повышения давления и температуры?
Решение. В первой системе реакция идет без изменения объема, поэтому изменение давления не вызывает смещения равновесия, а повышение температуры приведет к увеличению скорости прямой эндотермической реакции. (Принцип Ле - Шателье)
Во второй системе повышение давления вызовет смещение равновесия в сторону прямой реакции, идущей с уменьшением объема, а повышение температуры – в сторону обратной реакции (эндотермической).