- •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.
Влияние температуры на скорость реакции.
С повышением температуры скорости химических реакций сильно возрастают.
Существует эмпирическое правило Вант-Гоффа:
при повышении температуры на 10 С скорость реакции ( константа скорости ) увеличивается в 2 - 4 раза.
Математически правило Вант-Гоффа можно записать следующим образом:
v2 k2 T /10
= = , ( 3 )
v1 k1
где = 2 4 - температурный коэффициент реакции,
v1 и v2( k1 и k2 )-скорости ( константы скорости ) реакций
при температурах Т1 и Т2 соответственно, Т = Т2 - Т1.
ПРИМЕР 4. Как изменится скорость реакции при увеличении температуры на 30 С, если температурный коэффициент скорости реакции = 3?
T = 30, т.о. скорость реакции увеличится в vT+30/vT = 330/10 = 27 раз.
Правило Вант-Гоффа приближенное. Более точно температурная зависимость скорости реакции выражается уравнением Аррениуса: ln k = ln k0 - Eакт/ (RT)
где k0 - предэкспоненциальный множитель,
Еакт - энергия активации,
R - универсальная газовая постоянная.
Энергия активации - минимальная избыточная энергия взаимодействующих частиц, необходимая для протекания реакции ( рис. 1, а ).
E
Еакт
а Рис. 1. Изменение энергии в ходе
некаталитической ( а ) и
исх б каталитической ( б ) реакций.
прод
ход реакции
Зная температурный коэффициент реакции ( ) в интервале температур от Т1 до
Т2 = Т1+10, можно оценить величину энергии активации по уравнению: Еакт 0,1 R T1 T2 ln ( 4 )
Катализ.
Многие химические реакции, вполне возможные с точки зрения термодинамики, протекают с малой скоростью. В присутствии некоторых веществ скорость реакции резко возрастает, хотя в стехиометрическом уравнении реакции эти вещества отсутствуют.
Подобные вещества, оказывающие влияние на скорость процесса, но формально в нем не участвующие, называются катализаторами. ( Вещества, уменьшающие скорость реакции, называются ингибиторами).
Если катализатор находится в одной фазе с реагентами, говорят о гомогенном катализе, если реагенты и катализатор находятся в разных фазах - о гетерогенном катализе.
Скорость реакции в присутствии катализатора возрастает за счет снижения энергии активации ( рис. 1, б ). Это приводит к увеличению скоростей как прямой, так и обратной реакций. При этом не происходит изменения направления реакции и смещения состояния химического равновесия, увеличивается лишь скорость его установления.
В гомогенном катализе влияние катализатора сводится к образованию промежуточных соединений на первой стадии и конечного продукта с выделением катализатора - на второй.
ПРИМЕР 5. Реакция разложения пероксида водорода Н2О2 в присутствии хромата калия K2CrO4 протекает в две стадии, но суммарно выражается химическим уравнением следующим образом:
2 Н2О2 = 2 H2O + O2 , так как
катализатор, вступая в реакцию на первой стадии, полностью выделяется на второй ( в результате реакции катализатор не расходуется ).
При гетерогенном катализе ускорение реакции происходит за счет активирования молекул при их адсорбции на поверхности катализатора. Теория гетерогенного катализа не нашла еще своего завершения, поэтому разработка катализаторов для того или иного процесса является результатом длительных экспериментов.
Катализаторы характеризуются избирательностью (селективностью), т.е. ускоряют одни процессы, мало влияя на другие. В присутствии различных катализаторов превращение одного и того же вещества может идти в различных направлениях.
ПРИМЕР 6. Разложение этилового спирта может идти по трем различным механизмам.
В зависимости от природы катализатора происходит ускорение (преимущественное протекание) соответствующей реакции:
Al2O3 H3PO4
C2H4 + H2O C2H5OH (C2H5)2 + H2O
этилен Cu, Ni диэтиловый эфир
CH3CHO + H2
ацетальдегид