- •1 Основні поняття і закони хімії Теоретична частина
- •Лабораторна робота № 1 Визначення молекулярної маси газу
- •Виконання досліду
- •Обробка результатів досліду
- •Лабораторна робота № 2 Визначення молекулярної маси еквівалентів металу
- •Виконання досліду
- •Обробка результатів досліду
- •Контрольні запитанная
- •2 Енергетика хімічних реакцій Теоретична частина
- •Лабораторна робота № 3 Визначення теплоти хімічної реакції
- •Виконання досліду
- •Контрольні запитання
- •3 Хімічна кінетика та хімічна рівновага Теоретична частина
- •3.1 Швидкість хімічної реакції
- •3.2 Кінетика оборотних реакцій
- •Фактори, які впливають на зміщення рівноваги.
- •Лабораторна робота 4 Хімічна кінетика і хімічна рівновага
- •Виконання дослідів.
- •Контрольні запитання
- •4 Розчини
- •4.1 Гідроліз розчинів солей Теоретична частина
- •Лабораторна робота 5 Гідроліз солей
- •Виконання досліду
- •Контрольні запитання
- •4.2 Концентрація розчинів Теоретична частина
- •Лабораторна робота № 6 Готування розчину заданої концентрації з навішення твердої речовини
- •Виконання досліду
- •Контрольні запитання
- •5 Твердість води та методи ії усунення Теоретична частина
- •Методи усунення твердості води
- •Лабораторна робота № 7 Визначення твердості води за допомогою Трилону б
- •Виконання досліду
- •Контрольні запитання
- •6 Окисно-відновні реакції Теоретична частина
- •Лабораторна робота № 8 Окисно-відновні реакції
- •Виконання досліду
- •Контрольні запитання
- •7 Хімічні джерела струму Теоретична частина
- •Лабораторна робота № 9 Хімічні джерела струму (гальванічні елементи)
- •Виконання дослідів
- •Контрольні запитання
- •8 Корозія металів Теоретична частина
- •8.1 Захист металів і сплавів від корозії
- •Легування
- •Захисні покриття
- •Електрохімічний захист
- •Зміна властивостей корозійного середовища
- •Раціональне конструювання
- •Лабораторна робота № 10 Корозія металів. Методи захисту металів від корозії
- •Виконання дослідів
- •Контрольні запитання
- •9 Електроліз Теоретична частина
- •Лабораторна робота №11 Електроліз
- •Контрольні запитання
- •Методичні вказівки
Контрольні запитання
1. Від яких факторів залежить швидкість хімічної реакції?
2. Як змінюється швидкість хімічної реакції з часом?
3. Яка існує залежність між швидкістю прямої та зворотної реакції?
4. Як пояснити зміну швидкості хімічної реакції зі зміною концентрації реагуючих речовин, виходячи з тверджень молекулярно-кінетичної теорії?
5. Подайте у математичному вигляді залежність швидкості хімічної реакції, від концентрації реагуючих речовин для таких рівнянь реакцій:
2NO + O2 = 2NO2
N2 + 3H2 = 2NH3
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
6. Напишіть вирази для констант рівноваги процесів, рівняння яких подані нижче:
2SO2 +O2 2SO3
H2 + I2 2HI
N2 +3H2 2NH3
4 Розчини
4.1 Гідроліз розчинів солей Теоретична частина
Для води як слабкого електроліту константу рівноваги дисоціації можна записати так:
H2О Н+ + ОН
кд = [ Н+][ОН -] /[Н2O], |
(4.1.1) |
звідки вважаючи на практично сталу концентрацію води
КН2О = [Н+] [ОН -] = кд [Н2O] = КН2О |
(4.1.2) |
Величина КН2O називається іонним добутком води. При 250С КН2O = 10-14. Значить, у воді і водних розчинах концентрації іонів [ Н+] та [ОН -] пов’язані одна з одною:
[ Н+] =, а [ОН -] = .
Замість концентрацій іонів Н+ і ОН- зручніше користуватися їхніми десятковими логарифмами, взятими зі зворотним знаком; ці величини позначаються символами pH і pOH і називаються відповідно:
pH = -lg [ Н+] - водневий показник;
pOH = -lg [OН-] - гідроксильний показник;
pH + pOH = 14.
Водневий і гідроксильний показники можуть служити мірою кислотності або лужності водних розчинів:
в кислих розчинах pH 7, а pOH 7;
в нейтральних - pH = pOH = 7;
в лужних - pH 7, pOH 7.
Реакцію розчину (кислий або лужний характер середовища) на практиці можна визначити за допомогою індикаторів – слабких органічних кислот або основ, що мають різне забарвлення в дисоційованій і молекулярній формах. Забарвлення деяких з них у різних середовищах приведені у таблиці 4.1.
Таблиця 4.1 - Забарвлення індикаторів в різних середовищах
Індикатор |
Забарвлення в середовищі |
Інтервал перебігу рН | ||
кисле |
нейтральне |
лужне | ||
Лакмус |
червоне |
фіолетове |
синє |
5,0-8,0 |
Фенолфталеїн |
безбарвне |
безбарвне |
малинове |
8,2-10,0 |
Метилоранж |
рожеве |
оранжеве |
жовте |
3,1-4,4 |
Реакції нейтралізації, у яких беруть участь слабкі кислоти або основи, оборотні, тобто можуть протікати не тільки в прямому, але і в зворотному напрямку. Тому гідроліз солі є оборотним процесом стосовно реакції нейтралізації.
Отже, при розчиненні у воді солі , до складу якої входить аніон слабкої кислоти або катіон слабкої основи, протікає процес гідролізу – обмінної взаємодії солі з водою, у результаті якого утворюється слабка кислота або слабка основа. Оскільки нейтралізація супроводжується виділенням теплоти, то гідроліз є ендотермічним процесом (∆H > 0). Крім того, гідроліз – оборотний процес.
При складанні іонних рівнянь гідролізу солей виходьте з того, що з водою взаємодіють ті катіони або аніони, що з іонами води (Н+ або ОН-) можуть утворити слабкі електроліти. Наприклад, якщо розчинити у воді хлорид міді CuCl2 або сульфід натрію Na2S, то в першому випадку з водою будуть взаємодіяти іони Cu2+, а в другому – іони S2- по таких схемах:
а) I стадія :
CuCl2+ Н2О Cu(ОН)Сl + НСl
Cu2+ + Н2О (CuОН)+ + Н+
П стадія:
Cu(ОН)Сl+Н2ОCu(ОН)2+НСl
(CuОН)+ +Н2ОCu(ОН)2+Н+
б) I стадія:
Na2S +Н2О NaНS +NaОН
S2- +Н2О НS- +ОН-
П стадія:
NaНS +Н2О Н2S +NaОН.
НS-+Н2О Н2S + ОН-
Отже, у реакції гідролізу можуть фактично брати участь або катіон основного залишку, якщо сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою (як CuCl2), або аніон кислотного залишку, якщо сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою (як Na2S ), або одночасно і катіон, і аніон, якщо сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою (як CH3COONН4) :
CH3COONН4 + Н2О NН4ОН + CH3COOН.
CH3COONН4 NН4+ + CH3COO-
NН4++ CH3COO- + Н2О NН4ОН + CH3COOН
Якщо катіон або аніон, що беруть участь у гідролізі, багатозарядні, то гідроліз протікає по стадіях, при чому число стадій дорівнює абсолютній величині заряду відповідного іона. Тому гідроліз СuCl2 і Na2S протікає в дві стадії, а гідроліз Al(NO3)3 - в три, оскільки катіон алюмінію має заряд +3. Переважно гідроліз перебігає по першій стадії.
Деякі солі (найчастіше утворені слабкою нерозчинною основою і дуже слабкою летючою кислотою) піддаються повному гідролізу. Такі солі не можуть існувати у водних розчинах, тому що цілком розкладаються водою на відповідні основу і кислоту, як, наприклад, сульфід або карбонат алюмінію (Al2S3, Al2(CO3)3 та ін.). У таблицях розчинності проти таких солей стоїть прочерк "-". Про це не можна забувати при складанні рівнянь реакцій обміну між розчинами електролітів.
Характер середовища розчину солі визначається більш сильним з утворюючих її компонентів. Так, розчин солі Na2CO3 має лужне середовище (рН7), тому що ця сіль утворена сильною основою NaOH і слабкою кислотою H2CO3, а розчин солі ZnCl2 – кисле (рН7), тому що вона утворена сильною кислотою HCl і слабкою основою Zn(OH)2. Якщо ж сіль утворена слабкою кислотою і слабкою основою, то середовище розчину такої солі може бути або слабо кислим, або слабо лужним. Останнє залежить від співвідношення констант дисоціації утворюючих сіль слабкої основи і слабкої кислоти.
Оскільки гідроліз – процес оборотний, то зміщуючи його рівновагу (додаванням до розчину солі різних речовин – кислот, основ, води) можна гідроліз зменшити або підсилити. Так, наприклад, гідроліз солі ZnCl2 зменшується при додаванні до розчину кислоти:
Zn2+ + H2O Zn OH+ + H+
НСl H+ + Сl-
Підсилити гідроліз можна також шляхом розведення солі або нагріванням.
Кількісними характеристиками процесу є ступінь (г) і константа (Кг) гідролізу. Перша показує частку розчинених молекул солі, що піддалися гідролізу і виражається в % або в частках одиниці:
г = Nг / Nзаг, |
(4.1.3) |
де Nг – число молекул солі, що піддалися гідролізу;
Nзаг – загальна кількість молекул солі.