20120707_Golubev_PR

11.Що називається порядком та молекулярністю хімічної реакції? В яких випадках порядок і молекулярність реакції збігаються за величиною, а яких - відмінні?

12.Що називають хімічною рівновагою? Чому вона є динамічною? Які концентрації реагуючих речовин є рівноважними?

13.Що називають константою хімічної рівноваги? Чи залежить ця величина від природи реагуючих речовин, їх концентрації, температури, тиску?

14.Чому у вираз для швидкості хімічної реакції або константи рівноваги не входять концентрації речовин, що перебувають у твердій фазі?

15.Як змінюється швидкість прямої та зворотної хімічної реакції з початку перетворення до моменту досягнення рівноваги? Чи припиняється пряма (зворотна) реакція після встановлення рівноваги?

16.В чому сутність принципу Ле Шательє?

17.Який процес називають зсувом хімічної рівноваги? Як зсувається рівновага системи під впливом зміни: а) концентрації одної з речовин; б) температури; в) тиску?

18.Чому каталізатор не зсуває хімічну рівновагу?

19.Яке рівняння виражає зв’язок константи рівноваги з основними термодинамічними характеристиками?

Лабораторна робота № 4

Швидкість хімічної реакції. Каталіз. Хімічна рівновага. Адсорбція

Мета роботи. Вивчення впливу концентрації, температури, каталізатора та інших факторів на швидкість хімічних реакцій, а також спостереження рівноважних процесів та вивчення факторів, які впливають на зміщення хімічної рівноваги. Спостереження явища адсорбції з розчинів.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з великими пробірками; восковий олівець; секундомір; 2 термометри на 1000С; водяна баня; хімічна склянка на 200-300 мл; технохімічні терези з різновагами; газовий пальник, скляна паличка; тліюча скалка.

Тверді речовини: крейда СаСО3 у вигляді порошку та шматків; MnO2; KCl.

Розчини: дистильована вода; Na2S2O3(1н та 1:150); H2SO4 (0,5н та 1:150); HCl (1:1); КОН або NaOH (2н; 0,1н); FeCl3 (0,5н та конц.); KSCN або NH4SCN (0,5н та конц.); H2O2 (30%); MgSO4 (0,5н); КІ (0,1н); хлорна вода.

Дослід 1. Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість реакції а) До 0,5 мл 1н розчину натрій тіосульфату Na2S2O3 додати 0,5 мл 1 М розчину сульфатної кислоти H2SO4. Спостерігати опалесценцію розчину внаслідок виділення сірки при взаємодії натрій тіосульфату з сульфатною

кислотою: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S↓ + Н2O

Час від початку реакції (зливання розчинів) до помітної опалесценції розчину визначає швидкість реакції.

б) В три великі пронумеровані пробірки налити розведений розчин натрій тіосульфату Na2S2O3: в першу – 5 мл, в другу – 10 мл, в третю – 15 мл. В першу пробірку додати також 10 мл дистильованої води, а другу – 5 мл води. В три

31

інші пробірки налити по 5 мл розведеної сульфатної кислоти. В кожну пробірку з розчином Na2S2O3 влити по 5 мл розчину сульфатної кислоти і визначити час з моменту додавання кислоти до появи опалесценції розчину в кожній пробірці.

Результати записати в таблицю 2.

Результати представити графічно, відклавши на осі абсцис відносну концентрацію Na2S2O3, а на осі ординат – відносну швидкість реакції. Зробити висновок про залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин. Одержані результати занести у таблицю 2.

Таблиця 2 Результати визначення швидкості реакції

при різній концентрації Na2S2O3

Дослід 2. Залежність швидкості реакції від температури

Для досліду необхідні розведені розчини Na2S2O3 та Н2SO4. Налити в три пронумеровані пробірки по 10 мл розчину натрій тіосульфату, в інші три пробірки – по 10 мл розчину сульфатної кислоти і розділити їх на три пари: по пробірці з різними розчинами в парі. Відмітити температуру повітря в лабораторії, злити разом розчини першої пари пробірок. Визначити час від початку змішування до появи опалесценції. Другу пару помістити в хімічну склянку з водою та нагріти воду на водяній бані на 100С вище температури повітря в лабораторії. За температурою стежити за термометрами, зануреними в пробірки. Злити пробірки, перемішати і відмітити час від зливання до появи опалесценції. Повторити дослід з останньою парою пробірок, нагрівши їх на 200С вище температури повітря в лабораторії. Записати результати в таблицю 3.

Розрахувати температурний коеффіцієнт швидкості реакції γ . Написати графік залежності відносної швидкості хімічної реакції від температури для даного досліду. Для цього на осі абсцис нанести значення температури досліду, на осі ординат – відносну швидкість реакції. Зробити висновок про залежність швидкості хімічної реакції від температури.

Таблиця 3 Результати визначення швидкості реакції за різних температур

Дослід 3. Вплив площі поверхні реагуючих речовин на швидкість реакції в гетерогенній системі

В дві пробірки налити по 5 мл хлоридної кислоти НCl (1:1) та внести до них однакові наважки (по 0,5 г) крейди: в першу пробірку – у вигляді шматочків, в другу – у вигляді порошку. Відмітити час, необхідний для розчинення крейди в обох випадках. Написати рівняння реакції та зробити висновок.

Дослід 4. Вплив каталізатора на швидкість реакції

В пробірку налити 0,5 мл 30%-ного розчину H2O2 і скалкою, що тліє, перевірити відсутність кисню. Потім додати кілька кристаликів MnO2. Спостерігати інтенсивне утворення бульбашок газу. Визначити, що це за газ. Написати рівняння реакції розкладання H2O2. Яка речовина є каталізатором?

Дослід 5. Вплив концентрації реагуючих речовин на зміщення рівноваги

В невеликій склянці змішати по 10 мл розведених розчинів ферум (ІІІ) хлориду FeCl3 і калій або амоній тіоціанату (роданіду) KSCN (NH4SCN). Написати рівняння цієї оборотної реакції і вираз константи рівноваги для неї. Отриманий розчин розлити порівну в чотири пробірки. В першу додати декілька крапель концентрованого розчину ферум (ІІІ) хлориду, а другу – концентрованого розчину калій або амоній тіоціанату, а третю – декілька кристалів калій хлориду. Четверту пробірку залишити для порівняння. Порівняти колір розчинів в пробірках. За зміною інтенсивності забарвлення зробити висновок про зміну концентрації ферум (ІІІ) тіоціанату (роданіду) Fe(SCN)3, а саме, про зміщення рівноваги. Пояснити зміну кольору розчинів, спираючись на закон дії мас.

Дослід 6. Адсорбція із розчинів

В пробірку внести 0,5 мл 2 н розчину MgSO4 і 0,5 мл 0,1 н розчину NaOH. Додати по 3-5 крапель 0,1 н розчину КІ та хлорної води. Відмітити, що осад Mg(OH)2 став бурого кольору. Написати рівняння реакцій. Яка речовина була адсорбована магній гідроксидом?

Тема 4 Розчини, розчинність, приготування розчинів

Теоретичні питання: Поняття про дисперсні системи, їх класифікація. Розчини. Розчинник, розчинена речовина. Фізико-хімічна теорія розчинів. Тепловий ефект розчинення. Явище сольватації (гідратації). Розчинність. Розчинність газів у рідинах, її залежність від тиску (закон Генрі-Дальтона) і температури. Розчинність рідин та твердих речовин. Криві розчинності. Концентровані та розведені розчини. Насичені та пересичені розчини. Способи вираження концентрації розчинів: масова частка речовини в розчині, молярна, нормальна, моляльна концентрації, мольна частка, титр.

Література: [1] с.158-173; [2] с.157-175.

Контрольні запитання

1.Які процеси відбуваються при розчиненні? Виділіть серед них фізичні та хімічні явища. Наведіть приклади. В чому сутність соль ватної (гідратної) теорії процесу розчинення?

33

2.Які розчини називають ненасиченими, насиченими і перенасиченими? Чи може насичений розчин бути розбавлений, а ненасичений – концентрованим? Наведіть приклади.

3.Що називається розчинністю речовини? В яких одиницях вимірюється розчинність? Який вплив на розчинність має природа розчиної речовини і розчиника, температура, тиск?

4.Що називають кривими розчинності? Яке практичне застосування вони знаходять?

5.Чи впливає у загальному випадку агрегатний стан речовини на тепловий ефект її розчинення?

6.Чому розчинність газів у воді зменшується з підвищенням температури? Як вона залежить від тиску? Сформулюйте закон Генрі.

7.Що таке повна і обмежена розчинність рідин у рідинах? Що називають критичною температурою розчинення?

8.В чому сутність закону розподілу (випадок одночасної розчинності речовини у двох розчинниках, які контактують між собою, але не змішуються)? Що таке екстракція?

9.Які способи вираження концентрацій розчинів існують? Дайте визначення для тих способів, які мають найбільше застосування.

10.Які фізико-хімічні властивості розбавлених розчинів неелектролітів можна назвати загальними властивостями?

11.Охарактезуйте явище осмосу. Що таке осмотичний тиск? Які мембрани називають напівпроникними перетинками? В яких системах і як вони діють? Яке значення має осмос в природі?

12.Від яких факторів залежить осмотичний тиск та яким рівнянням ця залежність виражається?

13.В яких випадках розчини неелектролітів при тій самій температурі мають однаковий осмотичний тиск? Як називають такі розчини? Який розчин по відношенню до іншого називають: а) гіпертонічним, б) гіпотонічним? В бік якого з них має бути направлений осмос?

14.Як можна пояснити те, що тиск пари розчинника над розчином нелеткої речовини менший за тиск пари над чистим розчинником? Дайте формулювання і математичний вираз до першого закону Рауля.

15.Чому розчин нелеткої речовини закипає при більш високій температурі, ніж чистий розчинник? Як можна пояснити те, що температура замерзання розчину нижча за температуру замерзання чистого розчинника?

16.Дайте формулювання і математичний вираз другого закону Рауля. Що називають кріоскопічною та ебуліоскопічною константами? Чи залежать вони від природи розчиненої речовини і природи розчиника?

Лабораторна робота № 5

Розчини. Концентрація розчинів

34

Мета роботи. Набуття практичних навичок у приготуванні розчинів певної концентрації.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: набір ареометрів; мірні циліндри на 10, 50, 200 мл; скляна паличка; термометр; плоскодонні колби або хімічні склянки на 100 мл; технохімічні та аналітичні терези з різновагами; скло годинникове для зважування; кристалізатор; мірні колби на 200 мл (або на 250, 500, 1000 мл), скляна лійка; бойки для фіксаналів.

Тверді речовини: CuSO4 × 5Н2О; MgSO4 × 7Н2О; K2Cr2O7; NaCl.

Розчини: дистильована вода; розчини NaCl (5%, 10%, 12%); фіксанали (HCl, або

H2SO4, NaOH, KOH, Na2CO3, NaCl, K2Cr2O7, Na2S2O3×5H2O, KMnO4).

Дослід 1. Визначення концентрації розчину за його густиною

В мірний циліндр налити 100-150 мл розчину кислоти, лугу або солі (розчин одержати у лаборанта) і визначити його температуру. Якщо температура не дорівнює 200С, циліндр необхідно поставити в хімічну склянку з теплою (або холодною) водою і довести розчин до відповідної температури.

За допомогою ареометра (див. рис. 9, з) визначити густину розчину. Повторити визначення ще 2 рази. Розрахувати середнє арифметичне трьох вимірів. За таблицею 5 знайти, яка масова частка (%) речовини у розчині відповідає середньому значенню густини. Якщо знайдена густина знаходиться між двома значеннями в таблиці, то масову частку визначають інтерполяцією за

C1 ,C2 – відповідні їм концентрації.

Дослід 2. Приготування розчину заданої концентрації з наважки твердої речовини та води

а) Приготування розчину безводної солі За індивідуальним завданням (табл. 4) розрахувати, скільки солі і води

необхідно взяти для приготування розчину безводної солі (наприклад, NaCl або K2Cr2O7) певної процентної концентрації. На технохімічних терезах (з точністю до 0,01 г) зважити розраховану наважку солі.

Таблиця 4 Завдання для приготування розчинів

перенести в хімічну склянку, додати води і перемішати суміш паличкою до повного розчинення солі. Довести розчин до температури 200С, перелити в циліндр, визначити його густину ареометром.

За виміряною густиною водного розчину солі, користуючись табл. 5 та

б) Приготування розчину безводної солі з кристалогідрату

Можна приготувати, наприклад, розчин магній сульфату з MgSO4×7Н2О, або розчин купрум (ІІ) сульфату з СuSO4×5Н2О. У відповідності з завданням розрахувати кількість солі і води. Виготовити розчин, довести його температуру до 200С і перевірити ареометром і розрахувати його точну концентрацію аналогічно досліду 1(а).

Розрахувати величину відхилення від заданої концентрації (абсолютну та відносну похибки досліду).

Дослід 3. Виготовлення розчину заданої концентрації з концентрованого розчину і води

Отримавши індивідуальне завдання (табл. 4), приготувати розчин NaCl з вихідного лабораторного розчину (наприклад, з 10 % розчину NaCl густиною 1,071 г/см3). Визначити, які об’єми вихідного розчину і води необхідно

36

змішати, щоб отримати необхідний об’єм розчину заданої концентрації. Після проведення розрахунків необхідно відміряти розраховані об’єми вихідного розчину натрій хлориду і води, налити їх у склянку або колбу, перемішати скляною паличкою, довести до температури 200С і, переливши розчин в мірний циліндр, визначити ареометром його густину, концентрацію та величину відхилення приготованої концентрації від розрахованої.

Дослід 4. Виготовлення розчину з двох розчинів різної концентрації

Згідно з індивідуальним завданням розрахувати об’єми двох вихідних розчинів (наприклад, 5% розчину NaCl і 12% розчину NaCl густиною 1,034 г/см3 та 1,086 г/см3 відповідно), необхідних для виготовлення розчину заданої концентрації. Відміряти розраховані кількості розчинів, злити їх, добре перемішати, визначити густину приготованого розчину і відхилення від розрахованої концентрації.

Дослід 5. Приготування розчинів точної концентрації (із фіксаналів)

Лаборант демонструє комплект скляного посуду: мірну колбу, лійку,

ампулу фіксаналу (HCl, H2SO4, NaOH, KOH, Na2CO3, NaCl, K2Cr2O7, Na2S2O3×5H2O, KMnO4 та інші), промивалку з дистильованою водою, бойок; показує порядок дій при приготуванні розчину з фіксаналу. Визначити нормальну концентрацію приготованого розчину, якщо вміст ампули розчинили в мірній колбі ємкістю 100 мл (або 150; 200; 250; 500 мл).

Лабораторна робота № 6

Фізико-хімічні властивості розчинів

Мета роботи. Ознайомлення з фізико-хімічною природою процесу розчинення, розчинністю речовин, різними видами розчинів, а також з основними властивостями розчинів.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з пробірками; термометр на 500С з ціною поділки 0,10С; скляна паличка; пробіркотримач; хімічна склянка на 50 мл; технохімічні терези з різновагами; скло годинникове для зважування; мірні циліндри на 25, 50 мл; водяна баня; газовий пальник.

Тверді речовини: Na2SO4 × 10Н2О; NH4NO3 (NaNO3); KOH (NaOH); ZnSO4 × 7Н2О; I2;

CaCO3; СаО; K2Cr2O7; CuSO4 × 5Н2О; цукор.

Розчини: дистильована вода; етанол; бензол; органічний розчинник (СCl4 або CHCl3); гліцерин.

Дослід 1. Теплові ефекти при розчиненні хімічних речовин а) В хімічну склянку налити 25 мл води, виміряти її температуру, внести

наважку NH4NO3 (NaNO3) (у межах 1-1,5 г). Визначити найнижчу температуру. б) В хімічну склянку налити 25 мл води, зважити на технохімічних терезах 1-1,5 г KOH (NaOH), внести в склянку, розчинити і перемішати розчин.

Визначити, на скільки градусів Цельсію підвищилась температура. Чому?

Дослід 2. Вплив природи розчинника на розчинність

37

Декілька кристалів йоду внести в пробірки з бензолом та етанолом. Порівняти забарвлення розчинів, зробити висновок.

Дослід 3. Розчинність рідин у воді а) Налити у пробірку 1 мл гліцерину і дуже обережно прилити 2 мл води.

Утворюються два шари. Пробірку струсити. Спостерігати повне розчинення.

б) В пробірку налити 1 мл органічного розчинника (CCl4 або CHCl3) і додати 2 мл води. Спостерігати утворення двох шарів. Пробірку струсити, що відбувається?

Дослід 5 . Розчинність твердих речовин

Для визначення розчинності у воді твердих речовин насипати в різні пробірки такі речовини: ZnSO4, CaCO3, СаО, K2Cr2O7. Для досліду взяти декілька кристалів цих речовин і 5 мл води. Добре перемішати речовини з водою, визначити, чи розчиняються ці речовини за кімнатної температури. Підігріти пробірки з речовинами, що не розчинилися. Зробити висновок.

Дослід 6. Властивості кристалогідратів

Внести в пробірку декілька кристалів CuSO4×5H2O і нагріти. Спостерігати зміну забарвлення кристалів. Коли речовина набуде білого кольору, нагрівання припинити. Після охолодження пробірки влити до неї 2-3 краплі води. Звернути увагу на зміну кольору речовини. Написати рівняння реакції.

Тема 5 Електролітична дисоціація. Іонні реакції. Гідроліз солей

Теоретичні питання: Електроліти та неелектроліти. Теорія електролітичної дисоціації (Арреніуса-Каблукова). Сильні та слабкі електроліти. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Ступінь та константа дисоціації. Закон розбавляння Оствальда. Властивості розчинів сильних електролітів. Активність іонів, коефіцієнт активності, іонна сила розчину.

Кислоти, основи, солі з точки зору електролітичної дисоціації. Основні положення протолітичної (Бренстед) та електронної (Льюїс) теорій кислот та основ. Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник – рН. Буферні розчини. Рівновага в розчинах малорозчинних сполук. Добуток розчинності. Умови випадання та розчинення осадів.

Поняття про гідроліз. Механізм гідролізу солей. Гідроліз солі як оборотний процес: ступінь та константа гідролізу. Фактори, які впливають на процес гідролізу. Типові випадки гідролізу солей. Вплив розбавляння, концентрації одноіменних іонів, [Н+] i [ОН–] на зміщення рівноваги реакції гідролізу. Сумісний гідроліз солей.

Література: [1] с.173-195; [2] с.176-196; [1] с.195-202; [2] с.197-209.

Контрольні запитання

1.Які речовини називаються електролітами? Чим відрізняються їх водні розчини від розчинів неелектролітів? Які типи речовин іонізовані в розплавленому (рідкому) стані?

2.Які властивості розчинника та особливості будови його молекул впливають на можливість електролітичної дисоціації розчинених у ньому речовин? Що називається діелектричною проникністю розчинника?

3.Чому спостерігаються відхилення від законів Вант-Гоффа і Рауля в розчинах електролітів? Що називають ізотонічним коефіцієнтом (і)? Який його фізичний сенс і методи експериментального визначення? Від яких факторів залежить значення і ?

38

4.Дайте визначення основ, кислот, солей з урахуванням особливостей електролітичної дисоціації цих сполук. Наведіть приклади дисоціації кислих, основних, подвійних і комплексних солей.

5.Які величини є кількісною характеристикою процесу електролітичної дисоціації? Що таке ступінь електролітичної дисоціації? Від яких факторів залежить його значення?

6.Які електроліти називаються сильними, слабкими, середньої сили?

7.В чому полягає сутність ступеневої дисоціації і для яких сполук вона можлива?

8.Поясніть фізичний зміст величини «уявний» ступінь дисоціації. Для яких електролітів він застосовується?

9.Дайте визначення константи електролітичної дисоціації. Чому вона є більш зручною характеристикою електроліту в порівнянні з ступенем дисоціації?

10.Дайте математичний вираз закону розведення Оствальда. Вкажіть залежність ступеня дисоціації від концентрації розчинів слабких електролітів.

11.Які реакції в розчинах електролітів відбуваються до кінця? Як складаються іонно-молекулярні рівняння (в повній та скороченій формі) і чому вони в більшій мірі, ніж молекулярні, відображають суть процесу?

12.Чим визначається направленість реакції в розчинах електролітів? Наведіть приклади.

13.Що таке іонний добуток води? В якому співвідношенні знаходиться ця величина з константою дисоціації води? Що таке водневий (рН) та гідроксильний (рОН) показники? Чому дорівнює сума рН+рОН?

14.Що таке добуток розчинності (ДР)? Яка властивість речовини характеризується цією величиною? За яких умов осади випадають, розчиняються і знаходяться в рівновазі з розчином?

15.Як пов’язані між собою добуток розчинності (ДР) і розчинність речовини (s)? Як впливає на розчинність речовини введення в його насичений розчин однойменного іону?

16.Що таке гідроліз солей? Що є причиною гідролізу солей? Які солі піддаються гідролізу? Наведіть приклади і вкажіть реакції середовища при гідролізі різних типів солей.

17.Що називають ступенем гідролізу, від яких факторів він залежить? Як можна підвищити або зменшити його значення?

18.Що називається константою гідролізу? Чи залежить ця величина від природи солі, від концентрації розчину, температури? В який бік зміститься рівновага гідролізу солі при розбавлянні розчину, при нагріванні розчину?

19.Що таке сумісний гідроліз солей? Як пояснити взаємопосилення гідролізу двох солей при змішуванні їх розчинів? Чи будь-яка пара солей дає такий ефект?

39

Лабораторна робота № 7

Іонні процеси. Електролітична дисоціація. Добуток розчинності

Мета роботи. Вивчення електропровідності розчинів електролітів та її залежності від різних факторів. Отримання осадів малорозчинних електролітів та експериментальне порівняння їх розчинності.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з пробірками; скляна паличка; прилад для спостереження електропровідності розчинів; промивалка; хімічна склянка на 100 мл; пробіркотримач; газовий пальник.

Тверді речовини: мармур або крейда CaCO3; цинк (гранули); NH4Cl; CH3COONa×3Н2О.

Індикатори: нейтральний лакмус; фенолфталеїн, метилоранж.

Розчини: дистильована і водогінна вода; HCl (2н); H2SO4 (конц. та 2н); NaOH (конц.); CH3COOН (конц. та 2н); NH4OH (2н); CuSO4 (0,5н); Na2SO4 (0,5н); ZnSO4 (0,5н); BaCl2 (0,5н); Hg(NO3)2 (0,5н); KI (0,1н); Na2SO3 (нас.); NH4Cl (0,5н); CH3COONa (0,5н); Na2CO3 (нас.); Na2S (нас.); С2Н5ОН, розчин цукру (10%); CaCl2 (0,5н); розчин солі Мора –

(NH4)2Fe(SO4)2 ×6H2O або FeSO4 (0,5н); (NH4)2S (0,5н); Pb(NO3)2 (0,5н).

Дослід 1. Спостереження електропровідності розчинів

В склянку приладу для спостереженння електропровідності розчинів (рис. 15) налити дистильовану воду, занурити електроди і включити прилад в електромережу. Чи засвітилася електролампа? Дослід повторити, перевіряючи електропровідність розчинів спирту, цукру, солі, кислоти, лугу, водогінної води. Перед кожним дослідом необхідно ретельно промивати електроди і склянку. Зробити висновки, які речовини є електролітами (слабкими, чи сильними), а які – неелектролітами. Написати

Рис. 15 рівняння електролітичної дисоціації даних електролітів.

Дослід 2. Залежність електропровідності розчину (ступеня дисоціації електроліту) від розбавляння

В хімічну склянку приладу для спостереження електропровідності розчинів налити мінімальний об’єм (необхідний для занурення електродів) концентрованого розчину CH3COOH. Включити прилад в електромережу та відзначити яскравість світіння електролампи. Кислоту поступово розбавити дистильованою водою. Як змінюється яскравість світіння лампи? Дати пояснення.

Дослід 3. Порівняння хімічної активності кислот

В одну пробірку внести 3-4 краплі 2 н розчину ацетатної кислоти, в другу – стільки ж 2 н розчину хлоридної кислоти. Взяти два приблизно однакових за величиною шматочки мармуру або крейди і покласти по одному в кожну пробірку.

40