- •Оформление лабораторных работ.
- •Образец оформления титульного листа лабораторной работы.
- •Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Классы неорганических веществ. Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Теоретическое введение. Простые вещества.
- •Классы неорганических соединений.
- •Экспериментальная часть
- •Контрольные вопросы.
- •Контрольные вопросы
- •Контрольные вопросы.
- •Контрольные вопросы.
- •Приложение
- •Номенклатура солей и кислот
- •Номенклатура комплексных соединений.
- •Лабораторная работа № 2
- •Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Основные понятия.
- •Влияние концентрации реагирующих веществ.
- •Влияние температуры на скорость реакции.
- •Катализ.
- •Экспериментальная часть.
- •См. Здм, уравнение 2
- •Увеличение давления приводит к эквивалентному увеличению концентраций всех реагентов, пример 1
- •Контрольные вопросы
- •Варианты заданий для защиты лабораторных работ.
- •Лабораторная работа №3.
- •Работу выполнил__________________ Работу принял_________________
- •Тепловые эффекты химических реакций.
- •Вариант контрольного теста .
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные вопросы.
- •Направление химических процессов и химическое равновесие.
- •Смещение химического равновесия.
- •Лабораторная работа №5. Ионные равновесия в растворах электролитов.
- •Гетерогенные ионные равновесия.
- •Равновесие в растворах комплексных соединений.
- •Свойства амфотерных электролитов.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные задания.
- •Лабораторная работа №6 реакции ионного обмена.
- •Общие сведения.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные вопросы.
- •2. Диссоциация воды.
- •3.Смещение равновесий в растворах слабых электролитов.
- •4.Ионные равновесия в гетерогенных системах.
- •5.Смещение равновесий в растворах амфотерных электролитов.
- •6.Реакции ионного обмена.
- •7. Гидролиз солей.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант контрольного теста
- •Ответы и комментарии
- •Лабораторная работа №8. Реакции окисления - восстановления
- •Введение.
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •Направление реакций окисления-восстановления.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Контрольные вопросы.
- •Лабораторная работа №9 электрохимические процессы
- •Основные понятия
- •Гальванический элемент
- •Электролиз растворов
- •Электрохимическая коррозия металлов.
- •Вариант контрольного теста
- •Контрольные вопросы.
- •Приложение Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Лабораторная работа№10 общие химические свойства металлов и их соединений
- •Введение
- •1.Отношение металлов к воде.
- •3. Действие кислот на металлы.
- •Экспериментальная часть
- •3.2 Взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой.
- •3.4. Взаимодействие металлов с концентрированной азотной кислотой.
- •3.5. Действие на металлы разбавленной азотной кислоты.
- •Лабораторная работа №1 « химическая термодинамика»
- •1. Основные понятия.
- •2. Теплота реакции и термохимические расчёты.
- •3. Энтропия реакции.
- •4. Энергия Гиббса реакции.
- •1* Состояния веществ в уравнениях реакций указываются с помощью буквенных индексов: (к) - кристаллическое, (т) - твёрдое, (ж) - жидкое, (г) - газообразное, (р) - растворённое.
- •3* Δh0298обрО2. В формуле не фигурирует ввиду её равенства нулю.
- •5. Химическое равновесие.
- •Лабораторная работа № 2 растворы электролитов.
- •1. Общая характеристика растворов электролитов.
- •2. Основные классы электролитов.
- •3. Смещение ионных равновесий.
- •4. Реакции ионного обмена.
- •5. Гидролиз солей.
- •Экспериментальная часть.
- •Контрольные задания.
- •Вариант контрольного теста.
- •1) РН увеличивается 2) рН уменьшается 3) рН не изменяется
- •Ответы и комментарии.
- •Константы диссоциации и произведения растворимости слабодиссоциирующих электролитов.
- •1. Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •Ответы и комментарии.
Контрольные вопросы.
-
Напишите уравнение реакции, тепловой эффект которой равен теплоте образования соединения:
-
H2O(ж) 2. NO2(г) 3. CuO(т) 4. NH3(г) 5. Al2O3(т)
-
Рассчитайте стандартную теплоту реакции 2Cu2O (т) + O2(г) = 4CuO(т), в которой количество прореагировавшего кислорода равно:
-
2 моля 2. 16 г. 3. 64 г. 4. 11,2 л 5. 44,8 л
-
При диссоциации ортокремниевой кислоты можно рассматривать пять процессов:
а) H4SiO4 = 4 H+ + SiO44- , H(a)
б) H4SiO4 = H+ + H3SiO4- , H(б)
в) H3SiO4- = H+ + H2SiO42- , H(в)
г) H2SiO42- = H+ + HSiO43-, H(г)
д) HSiO43- = H+ + SiO44- , H(д)
Как, пользуясь законом Гесса, определить тепловой эффект
1. Н(а) 2. Н(б) 3. Н(в) 4. Н(г) 5.Н(д)
если теплота всех остальных процессов известна. Ответ мотивируйте.
ПРИЛОЖЕНИЕ.
Термодинамические характеристики некоторых веществ.
Вещество |
Hf,298 кДж/моль |
S298 Дж/моль К |
Gf,298 кДж/моль |
ZnO (к) |
- 349 |
43.5 |
- 318.23 |
ZnS (к) |
- 201 |
57.7 |
- 198.21 |
SO2 (г) |
- 296.9 |
248.1 |
- 300.2 |
NH4Cl (к) |
- 315.39 |
94.56 |
- 203.2 |
NH3 (г) |
- 46.19 |
192.5 |
- 16.64 |
HCl (г) |
- 92.3 |
186.7 |
- 94.83 |
CuO (к) |
- 162 |
42.63 |
- 129.4 |
Cu2O (к) |
- 173.2 |
92.93 |
- 150.5 |
O2 (г) |
0 |
205.04 |
0 |
H2O (ж) |
- 285.84 |
69.96 |
- 237.3 |
CH3COOH (р) |
- 484.09 |
159.83 |
- 396.7 |
CH3COO- (р) |
- 485.64 |
87.58 |
- 369.36 |
H+ (р) |
0 |
0 |
0 |
OH- (р) |
- 230.02 |
- 10.71 |
- 157.35 |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4
Направление химических процессов и химическое равновесие.
Работу выполнил______________________ Работу принял_____________________
Дата выполнения______________________ Отметка о зачете___________________
Основные понятия.
Большинство физико-химических процессов обратимо, т.е. в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
Самопроизвольным процессом называют процесс, протекающий без воздействия внешних сил, в отличии от несамопроизвольного ( вынужденного ) процесса, протекающего только при поступлении в систему энергии из окружающей среды.
Любой самопроизвольный процесс стремится привести систему в состояние равновесия - состояние, из которого система не может выйти без внешнего воздействия.
Возможности, направление и предел протекания самопроизвольных процессов устанавливает второе начало термодинамики.
Второе начало термодинамики.
Существует функция состояния ( свойство ) системы - энтропия ( S ), измене-
ние которой для самопроизвольного процесса связано с поглощенной теплотой и
температурой системы соотношением:
S Q/T ( 1 )
Для изолированной системы теплообмен с окружающей средой отсутствует ( Q = 0 ), следовательно: в изолированной системе процессы могут протекать только в сторону возрастания энтропии ( S 0 ), равновесию соответствует максимальное значение энтропии системы (S = 0).
Энтропия связана с хаотическим ( тепловым ) движением в системе ( является мерой молекулярного хаоса ) и зависит от числа частиц в системе, температуры, объема и агрегатного состояния вещества. Величина энтропии системы определяется уравнением Больцмана:
S = k ln w ( 2 ), где k = R/NA - постоянная Больцмана, w - термодинамическая вероятность - число способов, которым общий запас внутренней энергии системы может быть распределен по доступным уровням энергии всех частиц, составляющих систему.
При температуре Т = 0 К прекращается любое тепловое движение материи. В этих условиях частицы, составляющие правильный кристалл индивидуального вещества могут быть размещены единственным способом ( w = 1 ), следовательно: энтропия правильно образованного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле температуры равна нулю ( постулат Планка или третий закон термодинамики ).
С повышением температуры число возможных состояний быстро увеличивается, что приводит к возрастанию энтропии. При переходе твердого вещества в жидкость (плавлении) энтропия вещества возрастает на : Sпл = Hпл /Tпл 8 Дж/(моль К), при испарении вещества ( переходе жидкость пар ) возрастание энтропии более значительно: S исп = H исп /T кип 90 Дж/(моль К). Таким образом для значений энтропии вещества в различных фазовых состояниях всегда выполняется соотношение:
S тв S жидк S газ.
Абсолютные значения энтропии веществ в стандартном состоянии S298 в Дж/(моль К) приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение ).
Т.к. энтропия является функцией состояния, для химической реакции:
a1A1 + a2A2 + = b1B1 + b2B2 + ( * )
изменение энтропии рассчитывается по уравнению:
Sх.р. = bi S298( Bi ) aj S298( Aj ), ( 3 )
прод исх
где аj и bi - стехиометрические коэффициенты исходных веществ
и продуктов реакции соответственно;
S298( Bi ) и S298( Aj ) - стандартные энтропии исходных веществ и продуктов реакции.
Определение направления химической реакции.
Объединяя выражения первого начала термодинамики ( U = Q + W ) и второго начала для самопроизвольного процесса ( S Q/T ), получаем:
U – W T S ( 4 )
В случае химической реакции, протекающей при постоянных давлении и температуре, а также при отсутствии всех видов работ кроме работы расширения ( W = - p V ), уравнение (4) переходит в: U + p V – T S 0 (5 )
Величина U + p V – T S = H – T S = G называется энергией Гиббса.
Таким образом, самопроизвольный процесс всегда сопровождается уменьшением энергии Гиббса системы, иными словами – условие G 0 является термодинамическим критерием возможности самопроизвольного протекания процесса (при p = const, T = const).
В состоянии равновесия энергия Гиббса системы принимает минимальное значение и не изменяется, т.е. G = 0.
Энергия Гиббса является функцией состояния системы, поэтому для реакции ( * ) стандартное изменение G можно рассчитать по уравнению:
Gх.р. = bi Gf,298( Bi ) aj Gf,298( Aj ), ( 6 )
прод исх
где аj и bi - стехиометрические коэффициенты исходных веществ
и продуктов реакции соответственно;
Gf,298( Bi ) и Gf,298( Aj ) - стандартные энергии Гиббса образования исходных веществ и продуктов реакции.
Стандартная энергия Гиббса образования соединения определяется как изменение энергии Гиббса реакции получения одного моля этого соединения из простых веществ в стандартном состоянии. Из определения следует, что стандартные энергии Гиббса образования простых веществ равны нулю. Величины стандартных энергий Гиббса образования веществ приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение ).
Из определения энергии Гиббса следует, что соотношение между стандартными термодинамическими функциями химической реакции выражается уравнением:
G Т = H Т – Т ST ( 7 )
Химическое равновесие.
Состояние химического равновесия достигается при равенстве скоростей прямой и обратной реакций ( кинетическое условие равновесия ), при этом состав системы остается постоянным, а значение энергии Гиббса достигает минимального значения и со временем не изменяется ( G = 0 - термодинамическое условие равновесия ).
Основным законом химического равновесия является закон действия масс ( ЗДМ ), который в случае гомогенной реакции можно сформулировать следующим образом:
отношение произведения равновесных концентраций ( парциальных давлений - для
газовых реакций ) продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффици-
ентов к аналогичному произведению для исходных веществ при данной температуре
есть величина постоянная.
Т.о. для химической реакции ( * ):
B1 b1 B2 b2 .... П Bi bi Р(В1)b1 Р(В2)b2 .... П Р(Вi)bi
Кc = = Кр = = ( 8 )
A1 a1 A2 a2 .... П Aj aj Р(A1)a1 Р(A2)a2 .... П Р(Aj)aj
где Кс и Кр – константы равновесия реакции, выраженные соответственно через
равновесные концентрации и равновесные парциальные давления веществ.
Величина константы равновесия указывает на степень протекания реакции ( слева направо ): если Кс(Кр) 1, то в равновесной смеси преобладают продукты реакции, если выполняется обратное соотношение Кс(Кр) 0 – в равновесной смеси преобладают исходные реагенты.
!!!Для гетерогенных реакций с участием газообразных веществ концентрации ( парциальные давления ) веществ, находящихся в конденсированной фазе ( жидкой или твердой ) считаются величинами постоянными и в выражение константы равновесия не входят!!!
Константа равновесия связана с термодинамическими параметрами системы уравнением изотермы химической реакции: GT - RT ln KpT = - 2.3 RT lg Kp ( 9 )