ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ КИСЛОТ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ ПОЛУЧЕННЫХ РАСТВОРОВ МЕТОДОМ ТИТРОВАНИЯ

Цель работы: изучить приемы приготовления растворов и основные методы определения их концентрации. Способы выражения концентрации растворов: молярная, нормальная, процентная, моляльная, титр раствора.

Рабочее задание: приготовить раствор соляной кислоты из концентрированной кислоты и определить концентрацию полученного раствора методом титрования.

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

Метод титрования сводится к измерению объемов растворов реагирующих веществ, концентрация одного из которых известна.

Растворы точно известной концентрации называются титрованными. Концентрацию титрованных растворов выражают через титр или через

нормальность, нормальную эквивалентную концентрацию (Н или Сн).

Под титром понимают число граммов вещества, растворенного в 1 мл раствора.

Нормальностью называется число молей эквивалентов растворенного вещества, содержащееся в 1 л раствора.

Согласно закону эквивалентов, все вещества реагируют между собой в количествах, пропорциональных их эквивалентам, а также в равно эквивалентных количествах. Поэтому растворы различных веществ одинаковой нормальности реагируют между собой в равных объемах, а растворы разной нормальности реагируют в объемах, обратно пропорциональных их нормальностям:

где V1, V2 – объем растворов; Н1, Н2 – нормальности растворов.

При титровании нужно точнее установить момент наступления эквивалентности или, как говорят, фиксировать эквивалентную точку титрования. Для этого приходится прибавлять к титруемому раствору подходящий индикатор.

18

реакций, например, NaOH + HCl = NaCl + H2O – реакция нейтрализации, получило название метода нейтрализации.

В методе нейтрализации применяют чаще всего индикаторы фенолфталеин и метилоранж. При титровании кислоты щелочью удобнее применять фенолфталеин, при титровании же щелочи кислотой – метилоранж.

Для точного измерения объемов в количественном анализе применяются бюретки, пипетки и мерные колбы.

Бюретки служат для титрования и представляют собой цилиндрические трубки с суженным концом, к которому при помощи резиновой трубки присоединяется оттянутая стеклянная трубочка. На свободную часть резиновой трубки надевается металлический зажим, позволяющий при надавливании на него двумя пальцами выпускать жидкость из бюретки. Иногда вместо зажима в резиновую трубку вставляют маленький стеклянный шарик. Если слегка сжать резинку в том месте, где помещается шарик, то между ним и шариком образуются узкие канальцы, через которые и вытекает жидкость из бюретки.

Для титрования растворами веществ, которые действуют на резину, пользуются специальными бюретками со стеклянными кранами.

Бюретка разделена на миллилитры (50 и 25) и десятые доли их, причем нулевое деление помещается вверху бюретки.

Поверхность жидкости в бюретке представляется широкой вогнутой полоской (мениск). При отсчетах смотрят, какого деления касается нижний край мениска (край нижнего мениска должен находиться на уровне глаз).

Пипетки служат обычно для точного отмеривания каких-либо определенных объемов исследуемого раствора (или раствора реактива) и представляют собой длинные узкие трубки с расширением в середине. В верхней, узкой части пипетки имеется кольцевая черта, до которой пипетку наполняют жидкостью. Пипетки делаются обычно емкостью 100; 50; 20; 10 и 5 мл. Раствор в пипетку всасывают резиновой грушей, глубоко погрузив нижний конец ее в жидкость. Всасывают в пипетку раствор так, чтобы уровень жидкости в ней поднялся приблизительно на 2 см выше черты. Затем быстро закрывают верхнее отверстие пипетки указательным пальцем, чутьчуть приоткрывая его, дают жидкости очень медленно стекать, пока нижний край мениска не коснется черты деления. Пипетку переносят в заранее приготовленный сосуд и, держа ее вертикально, дают жидкости вытечь. По окончании истечения прикасаются кончиком пипетки к стенке сосуда и ждут несколько секунд. После этого вынимают пипетку из сосуда, не обращая внимания на оставшуюся в ней каплю. Выдавливать эту каплю ни в коем случае не следует.

Перед наполнением пипетки и бюретки исследуемым раствором их тщательно моют и ополаскивают исследуемым раствором.

19

Мерные колбы применяют для разбавления исследуемого раствора до определенного объема, часть которого отбирается для титрования при помощи пипетки. Мерные колбы представляют собой колбы с длинной узкой шейкой с нанесенной на ней круговой чертой, до которой колбу наполняют. Мерная колба должна быть перед использованием тщательно вымыта. Так как мерные колбы предназначаются для разбавления определенного количества исследуемого раствора, обмывать их этим раствором нельзя.

Ареометр – прибор определения плотности жидкости, действующей по закону Архимеда. При измерении плотности ареометр автоматически погружается в жидкость тем более, чем менее ее плотность. Шкала ареометра градуируется чаще всего в г/см3 при t = 20 С0. Ареометры, применяемые для специальных целей, имеют соответствующие шкалы и названия (лактометры для определения плотности молока, спиртометры для измерения содержания спирта в воде, сахарометры для определения плотности сахарных растворов

идр.). Часто ареометр монтируют в стеклянный сосуд, в который можно резиновой грушей втягивать раствор кислоты или щелочи.

Растворы имеют весьма важное значение в жизни и в практической деятельности человека.

Все производства, в основе которых лежат химические процессы, связаны в той или иной мере с использованием различных растворов. Свойства растворов зависят от их концентрации . Поэтому очень важно знать точную концентрацию растворов. При приготовлении электролита для свинцовых и щелочных аккумуляторов нужно определять концентрацию

кислоты и щелочи. Электролитом в свинцовых аккумуляторах служит серная кислота плотностью 1,20-1,28 г/см3 (28-30%). По изменению концентрации серной кислоты судят о степени зарядки или разрядки аккумулятора.

Электролит для свинцовых аккумуляторов готовят путем разбавления серной концентрированной кислоты дистиллированной водой.

При смешивании серной кислоты с водой следует, во избежание разбрызгивания кислоты, вливать кислоту в воду, а не наоборот. При смешивании серной кислоты с водой выделяется большое количество тепла,

ижидкость сильно разогревается. Поэтому смешивание нельзя производить в сосудах, сделанных из толстого стекла (например, в стеклянных банках).

Электролитом в щелочных аккумуляторах служит 20% раствор едкого калия КОН (плотность - 1, 219 г/см3).

Расчет количества соляной кислоты, необходимого для приготовления раствора заданной концентрации

Пример1. Сколько мл концентрированной соляной кислоты уд. веса 1,12 нужно взять для приготовления 1 л 0,1 Н соляной кислоты?

Решение. В одном литре 0,1 Н раствора соляной кислоты должно содержаться 3,647 г хлористого водорода

20

mHCl = Н * Э *V = 0,1 моль- э/моль* 36,47г/моль* 1л = 3,647 г/л .

Для приготовления 1 л 0,1 Н раствора соляной кислоты нам нужно взять 3,647 г хлористого водорода. Количество кислоты уд. веса 1,12, содержащее такое число граммов хлористого водорода, рассчитывают следующим образом. Определяем удельный вес кислоты ареометром 1,12 г/см3 и ее процентную концентрацию (23,82%).

Пусть 100 г кислоты содержат 23,82 г хлороводорода, Х г кислоты содержат 3,647 г хлороводорода. Составляем пропорцию: 100 : 23,82 = Х : 3,647 и решаем ее

Х = 10023,82*3,367 =15,32 г кислоты .

Пересчитываем граммы кислоты на миллилитры

= 15,32 =

V 13,7мл. 1,12

Пример 2. На титрование 30 мл раствора щелочи потребовалось 12 мл 0,1 Н раствора кислоты. Определить нормальность раствора щелочи.

Решение. Используя при решении данной задачи уравнение, в соответствии с законом эквивалентов

V2 = Н1 ,

V1 Н2

можно написать

30 * Нщ = 12 * 0,1,

откуда Нщ – нормальность раствора щелочи

Нщ = 12 * 0,1 = 0,04 Н . 30

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Необходимые реактивы:

1)концентрированная соляная кислота (уд. в. 1,19);

2)титрованный раствор щелочи NаОН 0,1Н;

3)индикатор метилоранжевый или фенолфталеин.

21

Необходимая посуда:

1)бюретки в штативах, 1 шт. на 25 мл, 1 шт. на 50 мл;

2)три колбы для титрования;

3)мерная колба на 250 мл;

4)мерный цилиндр на 10 мл;

5)воронки для наливания раствора в бюретки, 2 шт;

6)ареометр для определения плотности кислоты;

7)цилиндр на 250-300мл.

Задание I.

1.Приготовить 250 мл приблизительно 0,1 Н раствора соляной

кислоты.

2.Рассчитать, сколько мл концентрированной соляной кислоты уд. веса 1,19 нужно взять для приготовления 250 мл приблизительно 0,1 Н раствора соляной кислоты.

Измерьте плотность концентрированной соляной кислоты. Для этого в сухой узкий цилиндр емкостью 250-300 мл налейте испытуемый раствор. В цилиндр с раствором погрузите сухой, чистый ареометр так, чтобы он не касался стенок цилиндра, и отметьте по нижнему мениску деление шкалы, совпадающее с уровнем жидкости в цилиндре. Отсчет по шкале производят сверху вниз. Если найденная плотность отличается от 1,19, то сделайте поправку в расчете.

Для приготовления 250 мл приблизительно 0,1 Н соляной кислоты отмеряют мерным цилиндром рассчитанный объем концентрированной кислоты уд. веса 1,19, выливают кислоту в мерную колбу или цилиндр и доливают водопроводной водой до 250 мл.

Задание 2.

Определить концентрацию полученного раствора соляной кислоты методом титрования.

Приготовленный раствор приблизительно 0,1 Н соляной кислоты налейте в бюретку на 50 мл, предварительно сполоснув бюретку этим раствором. В бюретку на 25 мл налейте титрованный раствор щелочи NаОН 0,1 Н. В три колбы для титрования из бюретки отберите по 15 мл приготовленного раствора кислоты, прибавьте по одной-две капли раствора индикатора фенолфталеина, оттитруйте содержимое колбы титрованным раствором щелочи до появления устойчивой слабой малиновой окраски в течение 30 сек.

Перед титрованием в бюретке с раствором соляной кислоты установите мениск на нуле. Бюретка заполняется раствором несколько выше нулевого

22

деления, слегка сжав резину в том месте, где помещается шарик (или открыв зажим или кран), сливают избыток раствора, доводя его уровень до нулевого деления. При наблюдении положения жидкости в бюретке глаз наблюдателя должен находиться точно на уровне нижнего края мениска жидкости. При титровании выпускают левой рукой раствор из бюретки в колбу для титрования при постоянном перемешивании (кругообразным движением).

Колбу для титрования держат правой рукой. Если при заполнении бюретки в капилляре образуются пузыри, то перед работой их следует удалить. В конце титрования жидкость из бюретки приливают по каплям. Отмечая уровень жидкости в бюретке, запишите объем раствора кислоты, пошедшего на титрование. Рассчитайте нормальность раствора соляной кислоты.

Рассчитайте ошибку определения

П= Нпр − Нтеор. 100%.

Нтеор.

Оформите теоретическую и практическую части отчета, ответьте в теоретической части на вопросы и сдайте отчет преподавателю.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Что называется титром раствора?

2.Дайте определение нормальной концентрации.

3.Что называется титрованием?

4.Какие растворы называются титрованными?

5.В чем сущность закона эквивалентов для реакции взаимодействия растворов различной нормальности?

6.Что такое эквивалентная точка?

7.Как фиксируется эквивалентная точка в методе нейтрализации?

8.Чем измеряются объемы растворов при анализе?

9.Каковы принцип работы ареометра и практические приемы работы бюретки с шариком и пипетки?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Коровин Н.В. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 2001. – С.8586.

2.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985.- С.103-105.

3.Глинка Н.Л. Общая химия. -М.:Интеграл-Пресс,2003. -728 с.

23

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Цель работы: практически ознакомиться с влиянием концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции, т.е. с законом действия масс, и на конкретном опыте усвоить сущность химического равновесия и правила его смещения.

Рабочее задание: на основании экспериментальных результатов построить графическую зависимость скорости реакции от концентрации реагирующего вещества и объяснить причину сдвига химического равновесия, используя, во-первых, принцип Ле-Шателье, во-вторых, – закон действия масс.

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

1. Направление течения химических реакций

При постоянном давлении (Р) и температуре (Т) (изобарноизотермические условия) в химических системах могут протекать те реакции, для которых происходит уменьшение энергии Гиббса (G), т.е. изобарноизотермического потенциала

где H – тепловой эффект реакции, энтальпия реакции, кДж/моль К; Т – температура в шкале градусов Кельвина ( К);

S – измерение энтропии системы в ходе реакции, кДж/моль.К. Энтропия отражает движение частиц и является мерой

разупорядоченности системы.

При уменьшении G в реакции G2 < G1 и G < 0 (индекс 1 относится к исходному, а индекс 2 − к конечному состоянию системы).

Из уравнения (1) и условия G < 0 следует, что при заданных Р и Т могут протекать экзотермические реакции ( Н<0), сопровождающиеся ростом энтропии ( S>0), а также эндотермические реакции ( Н>0) при повышенных температурах, с наибольшим значением энтропийного фактора Т S>0.

24

Например, при нормальных условиях реакция разложения известняка

не происходит, т.к. она эндотермическая, Н>0 и G = 129,6 кДж/моль. Однако при повышении температуры до 10000С энтропийный фактор (Т S) резко увеличивается и во много раз превышает энтальпию. Энергия Гиббса принимает отрицательное значение и реакция протекает полностью, до конца. Как известно, на применении этой реакции основано производство строительных материалов.

2. Скорость реакции

Химическая реакция есть одна из форм движения материи. Как любой материальный процесс, она происходит во времени и пространстве. В пространстве с конечной скоростью перемещаются реагирующие материальные частицы: атомы, молекулы, ионы. Поэтому скорость химической реакции имеет определенную и конечную величину.

Под скоростью реакции понимается изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. В ходе реакции концентрация (С)

Vист. = − dCdτ , производная концентрации по времени. (3)

где τ - время реакции. Величина V измеряется в моль/(л . с).

Скорость реакции зависит от концентрации веществ (закон действия масс), при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степени, равной стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции:

где А и В - реагирующие вещества, [А] и [В] – концентрации реагирующих веществ в молях на литр, К – коэффициент пропорциональности - называется константой скорости химической реакции. Константа скорости К определяется природой реагирующих веществ и зависит от температуры и от наличия - отсутствия катализаторов, но не зависит от концентрации веществ

– участников реакции.

25

Удельную скорость гетерогенной химической реакции относят к единице времени и к единице поверхности

Пример. Как изменится скорость реакции, происходящей между окисью углерода и кислородом, если концентрацию СО увеличить в три раза?

Решение.

Уравнение реакции 2СО + О2 = 2СО2. Начальная скорость реакции υ1 = К1 [СО] 2[О2].

После увеличения концентрации окиси углерода в три раза

υ2 = К2 (3 [СО])2[О2] = К2 9[СО]2[О2].

Сравнивая значения υ1 и υ2, легко увидеть, что при увеличении концентрации СО в три раза скорость реакции увеличится в 9 раз.

Если в реакции участвует твердое вещество, то при вычислении скорости реакции следует учитывать концентрации лишь газообразных и растворенных веществ, так как твердые вещества реагируют только с поверхности, их концентрация постоянна и не входит ни в выражение скорости реакции, ни в выражение константы химического равновесия.

3. Химическое равновесие

Продукты реакции в некоторых случаях способны взаимодействовать друг с другом с образованием исходных веществ.

Реакции, которые при данных условиях одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.

Эта обратимость может быть выражена в виде уравнения

некоторый момент они становятся равными. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием. Оно характеризуется тем, что концентрации реагирующих веществ не изменяются. При установившемся равновесии υ1 = υ2. Отсюда следует

26

К – константа равновесия. Она не зависит от начальной концентрации реагирующих веществ и изменяется в зависимости от температуры и от природы обратимой реакции. Концентрации [C], [Д], [А], [В] являются равновесными, установившимися при данных Р, Т, С.

При химическом равновесии отношение произведения равновесных концентраций образующихся веществ к произведению равновесных концентраций исходных веществ становится для данной реакции при данной температуре величиной постоянной, называется константой равновесия К.

Это положение может быть использовано для решения задач, связанных с определением как начальных (исходных) концентраций веществ, так и концентрации веществ при равновесии.

Пример. При установившемся равновесии реакции

2NO + O2 ↔2NO2

концентрации веществ были равны:

[ NO] = 0,2 моль/л,

[ O2 ] = 0,3 моль/л,

[ NO2] = 0,6 моль/л.

Определить константу равновесия этой реакции и начальной концентрации окиси азота и кислорода.

Решение. Равновесие этой реакции выражается уравнением

При определении начальных концентраций NO и O2 следует исходить из того, что, согласно уравнению реакции, 2 моля NO2 образуются из 2 молей NO и 1 моля O2. Следовательно, для образования 0,6 молей NO2 потребовалось 0,6 молей NO и 0,6/2 = 0,3 моля О2.

27

Таким образом, начальные концентрации были:

[NO] = 0,2 + 0,6 = 0,8 моль/л, [О2] = 0,3 + 0,3 = 0,6 моль/л.

Пример. Определить концентрации всех веществ в момент равновесия

Если принять, что к моменту равновесия прореагирует х молей вещества А, то, согласно уравнению, вещество В прореагирует в количестве х молей, а вещества С и Д образует по х молей.

Концентрации веществ к моменту равновесия будут:

[А] = 2 – х; [В] = 2 – х; [С] = 1 + х ; [Д] = 1 + х.

Эти значения концентраций вводятся в уравнение равновесия

((1+ х))((1+ х))= 4 .

2 − х 2 − х

Решение уравнения дает х1 = 1; х2 = 5. –“х2” - недействительно. Концентрации при равновесии будут:

[А] = 2-1 = 1 моль/л; [В] = 2-1 = моль/л; [С] = 1+1 = 2 моль/л; [Д] = 1+1 = 2 моль/л.

4. Смещение химического равновесия

Химическое равновесие сохраняется при постоянных условиях.

При изменении температуры, давления (в случае газообразных веществ) или концентрации реагирующих веществ равновесие нарушается и изменяются равновесные концентрации всех участвующих в реакции веществ.

Изменение равновесных концентраций реагирующих веществ, вызванное изменением какого-либо условия, называется смещением или сдвигом равновесия.

Если при изменении условий произошло увеличение концентрации образующихся веществ, т.е. веществ, формулы которых находятся в правой части уравнения, то говорят о смещении равновесия вправо.

Если изменение условий влечет за собой увеличение концентраций исходных веществ, формулы которых стоят в левой части уравнения, то это рассматривают как смещение равновесия влево.

Направление смещения равновесия системы определяется принципом Ле-Шателье:

28

“Изменение одного из условий (температуры, давления, концентрации), при которых система находится в состоянии химического равновесия, вызывает смещение равновесия в направлении той реакции, прямой или обратной, которая противодействует произведенному изменению”.

Пример. Дана равновесная система

В каком направлении будет смещаться равновесие в этой системе при увеличении давления и понижении температуры?

Объем исходных газов N2 + 3H2 в два раза больше объема продукта 2NH3. Поэтому увеличению давления будет противодействовать прямая реакция, скорость прямой, противодействующей реакции, будет увеличиваться и система ответит смещением равновесия в сторону уменьшения объема газов, в сторону прямой реакции, вправо.

Образование аммиака сопровождается выделением тепла (92,4 кДж), обратный процесс – разложение аммиака – идет с поглощением тепла, понижению температуры будет противодействовать экзотермическая, прямая реакция, следовательно, скорость противодействующей прямой реакции будет увеличиваться, химическое равновесие сместится в сторону прямой реакции, вправо.

Принцип Ле-Шателье имеет большое практическое значение. Он дает возможность находить такие условия для протекания химического процесса, которые обеспечивают максимальный выход получаемого вещества.

Технология производства важнейших химических продуктов основана на применении принципа Ле-Шателье и расчетах, вытекающих из закона действия масс.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Для работы требуется:

1)бюретки емкостью 25 мл, 3 штуки;

2)воронки для бюреток, 3 штуки;

3)штатив с пробирками;

4)секундомер;

5)мерный стакан емкостью 50 мл;

6)восковой карандаш;

7)раствор тиосульфата натрия, 75 г/л;

8)раствор серной кислоты, 15 мл/л;

9)хлорид железа, насыщенный раствор; 10) роданид калия, насыщенный раствор; 11) твердый хлористый калий.

29

Целью опыта является изучение, подтверждение закона действия масс на примере реакции между серной кислотой и тиосульфатом натрия

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3 ,

H2S2O3 = H2O + SO2 + S↓.

Нерастворимую серу можно наблюдать в виде помутнения раствора. Время от начала реакции до появления первых следов мути зависит от концентрации реагирующих веществ и температуры.

Три бюретки порознь заполнить водой, раствором тиосульфата натрия и раствором серной кислоты. В четыре пробирки налить указанное число миллилитров раствора тиосульфата натрия и воды (по таблице). В другие четыре пробирки отмерить из бюретки по 6 мл раствора серной кислоты. Влить в пробирку № 1 отмеченное количество серной кислоты, быстро перемешать и отсчитать по секундомеру число секунд от момента слива до первых следов мути.

Скорость реакции определить как величину, обратно пропорциональную найденному времени V= 1/t.

Форма записи наблюдений

Произвести такие же опыты со всеми другими пробирками. Зависимость между изменением концентрации раствора и скоростью реакции показать графически.

График удобно строить на миллиметровой бумаге: на оси ОХ отложить концентрацию, на оси ОУ – скорость реакции (рекомендуется величины скорости выразить десятичными дробями до второй значащей цифры, а затем умножить на 100). Удобный масштаб: минимальная концентрация – 3 см, максимальная скорость – 3 см.

Какой линией выражается данная зависимость?

30

Проходит ли через начало координат? Если да, то почему?

2. Смещение химического равновесия

При реакции хлористого железа с роданистым калием

FeCl3 + 3KSCN ↔3KCl + Fe(SCN)3,

получающаяся кроваво-красная окраска раствора обусловлена образованием роданистого железа Fe(SCN)3. Изменяя концентрации участвующих в реакции веществ, можно по изменению окраски судить о направлении смещения химического равновесия.

Впробирку налейте 20 мл воды и добавьте 2 капли насыщенных

растворов FeCl3 и KSCN, перемешайте. Окрашенный в красный цвет раствор разлейте поровну в четыре пробирки.

Составьте уравнение обратимой реакции и уравнение константы

равновесия. В одну пробирку добавьте 1 каплю насыщенного раствора FeCl3. Что наблюдается? Дайте объяснение, исходя из уравнения константы равновесия.

Вдругую пробирку прилейте 1 каплю насыщенного раствора KSCN. Дайте объяснение наблюдаемому изменению. Чем объяснить, что изменение концентрации KSCN вызывает более эффективное смещение равновесия вправо или влево, чем FeCl3?

Втретью пробирку поместите немного твердого хлористого калия, сильно взболтайте. Сравните цвета растворов в 3 и 4 пробирках. Дайте объяснение. Как изменить концентрацию вещества, чтобы сместить равновесие вправо или влево?

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Чем измеряется скорость реакции и от каких факторов она зависит?

2.Каков физический смысл константы скорости?

3.Составить уравнение скорости образования воды из водорода и кислорода и показать, как изменится скорость, если концентрацию водорода увеличить в три раза?

4.Как изменяется скорость реакции с течением времени?

5.Какие реакции называются обратимыми?

6.При каких условиях наступает химическое равновесие?

7.Что такое константа равновесия?

8.Что называется смещением химического равновесия, принцип ЛеШателье?

9.Определить исходные концентрации водорода и брома, если при

равновесии реакции H2 + Br2 ↔ 2HBr концентрации всех веществ в системе оказались следующими:

31

[H2] = 0,31 моль/л, [ Br2 ] = 1,25 моль/л, [ HBr ] = 0,8 моль/л.

10.Константа равновесия системы при некоторой температуре

равняется 1. Если исходные концентрации [СО] = 1; [Н2О] = 3, то каковы будут концентрации всех веществ в момент равновесия?

11. Как следует изменить (увеличить или уменьшить) температуру и концентрацию веществ в равновесной системе

СО + Н2О ↔ СО2 + Н2 + 42,63 кДж, чтобы получить возможно больше водорода?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Коровин Н.В. Курс общей химии. – М.: Высшая школа, 2001. –

С.142-167

2.Лучинский Г.П. Курс химии. - М.: Высшая школа, 1985. – 346 с.

3.Глинка Н.Л., Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1983. – С. 96-115.

4.Глинка Н.Л. Общая химия –М.: Интеграл-Пресс, 2003. –728 с.

32