- •Міністерство аграрної політики україни таврійський державний агротехнологічний університет
- •Методичні вказівки
- •Мелітополь – 2009
- •Техніка безпеки і правила роботи в хімічній лабораторії.
- •Правила роботи.
- •Лабораторна робота №1. Агрегатний стан речовин
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота №2. Хімічна термодінаміка
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота №3. Хімічна кінетика
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота №4. Хімічна рівновага
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 5. Фазова рівновага і фізико – хімічний аналіз
- •Фазові переходи в однокомпонентній системі. Діаграма стану води
- •Зміна ентальпії, ентропії та ізобарного потенціалу під час фазових переходів
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Лабораторна робота № 6. Розчини неелектролітів
- •Способи вираження складу розчину
- •Тиск насиченого пару розведених розчинів
- •Температура замерзання розбавлених розчинів
- •Температура кипіння розведених розчинів
- •Осмотичний тиск
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 7. Розчини електролітів
- •Роль розчинника в процесі дисоціації
- •Стан сильних електролітів у розчинах. Коефіцієнт активності
- •Дисоціація слабких електролітів
- •Рівновага в насичених розчинах електролітів
- •Реакція обміну в розчинах електролітів. Іонні рівняння
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 8. Розчини електролітів
- •Гідроліз солей
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 9. Окислювально-відновні реакції.
- •Методи упорядкування окисно-відновних рівнянь реакцій.
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Гальванічні елементи.
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 11. Електрохімія (електроліз. Гальванічні покриття)
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 12. Електрохімія (приготування та аналіз акумуляторної кислоти)
- •Свинцевий акумулятор (кислотний).
- •Р озрядження
- •Залізо-нікелевий акумулятор (лужний).
- •З арядження
- •Срібно – цинковий акумулятор.
- •Вимоги до електроліту.
- •Контрольні питання.
- •Лабораторна робота № 13. Поверхневі явища і адсорбція
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 14. Колоїдні розчини
- •Методи визначення молекулярної маси високомолекулярних сполук.
- •Середня молекулярна маса
- •Контрольні питання:
- •Список літератури
Задачі для розв’язування на занятті:
Написати іонно – молекулярні рівняння реакцій взаємодії між водними розчинами слідуючих сполук: а) HCI та NaOH, б) Pb(NO3)2 та Na2S, в) NaCIO та HNO3, г) K2CO3 та H2SO4, д) CH3COOH та NaOH.
Обчислити ізотонічний коефіцієнт і уявний ступінь дисоціації (коефіцієнт активності) нітрату калію, якщо розчин, який містить 2,02г КNO3 в 200г води, має температуру кристалізації -0,333 0С (Кн2о=1,86 К/моль).
Обчислити розчинність карбонату кальцію у воді за 298 К (у моль/л і г/л), якщо ДР карбонату кальцію за цієї температури 4,4*10-9. як зміниться розчинність карбонату кальцію, якщо в розчин ввести карбонат натрію, концентрація якого складає 0,1 моль/л?
Ступінь дисоціації оцтової кислоти в 0,1М розчині дорівнює 1,32*10-2. знайти константу дисоціації кислоти та значення рК.
Контрольні питання:
Відхилення від законів Рауля, Вант – Гоффа. Ізотонічний коефіцієнт Вант - Гоффа.
Чому розчини електролітів виявляють зниження температури замерзання і більш підвищення температури кипіння, ніж еквімолекулярні розчини неелектролітів?
В чому полягає суть електролітичної дисоціації та її механізм?
Що називається ступенем дисоціації електроліту? Фактори від яких вона залежить.
В чому суть східчастої дисоціації? Що називається константою дисоціації?
Сильні та слабкі електроліти.
Закон розведення Освальда.
Теорія сильних електролітів Дебая – Хюккеля.
Теорія кислот і основ.
Задачі:
1. Складіть молекулярні рівняння реакцій, яким відповідають слідуючи іонно – молекулярні рівняння: а) SO32- + 2H+ = SO2 + H2O, б) Pb2+ + CrO42- = PbCrO4, в) HCO3- + OH- = CO32- + H2O, г) ZnOH+ + H+ = Zn2+ + H2O.
2. Константа дисоціації ціановодню (синильна кислота) дорівнює 7,9*10-10. Знайти ступінь дисоціації цієї кислоти в 0,001М розчині.
3. Східчасті константи дисоціації сірководню К1 та К2 дорівнюють відповідно 6*10-8 та 1*10-14. Розрахувати концентрації іонів H+, HS-, S2- в 0,1М розчині кислоти.
4. Розчин, який містить 0,85г хлориду цинку в 125г води кристалізується при -0,230С. Розрахувати ступінь дисоціації хлориду цинку.
5. Знайти ізотонічний коефіцієнт для 0,2М розчина електроліту, якщо відомо, що у 1 л цього розчину міститься 2,18*1023 частинок (молекул та іонів) розчиненої речовини.
Лабораторна робота № 8. Розчини електролітів
Мета роботи – ознайомитися з класифікацією провідників, іонним добутком води та водневим показником та властивостями буферних систем. Навчитися складати рівняння гідролізу.
ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА
Чиста вода за звичайних умов незначною мірою проводить електричний струм. Це пояснюється тим, що приблизно лише одна з 10 млн. молекул дисоціює на іони: Н2О ⇄ Н+ + ОН-; ∆Н = 57,3 кДж.
Константа дисоціації води ( ) за ст. у. (298 К) дорівнює 1,8*10-16. Цей процес є ендотермічним і зворотним до реакції нейтралізації сильної кислоти сильною основою. Внаслідок незначної дисоціації можна вважати, що концентрація недисоційованої частини (молекул Н2О) є сталою. Розрахуємо [Н2О], прийнявши до уваги, що маса 1 л води за звичайних умов близька до 1000г (точно 1000 г за 4°С):
Перенесемо сталі члени у виразі константи дисоціації в ліву частину:
Це означає, що за певної температури добуток К • [Н2О] є сталою величиною. За 298 К він дорівнює 1,8*10-16 * 55,56 = 10-14 і називається іонним добутком води Кв.
Кв = [Н+] • [ОН-] = 10-14. (1)
Кв - є сталою величиною не тільки в чистій воді, а й у розбавлених водних розчинах кислот, основ і солей, коли концентрація розчиненої речовини істотно менша від концентрації води. Умовно межею розбавлених розчинів можна вважати такі, концентрація розчиненої речовини в яких не перевищує 1 моль/л, тобто не більше 2% молярної концентрації води.
Іонний добуток залежить від температури. За нагрівання, згідно з принципом ле Шательє, посилюється процес, що йде з поглинанням теплоти, тобто процес утворення іонів. Тому іонний добуток води збільшується: при 0; 25 і 100°С його значення відповідно дорівнюють 0,13*10-14, 1*10-14 і 76*10-14.
У чистій воді та нейтральних розчинах солей і неелектролітів виконується умова: [Н+] = [ОН-]. Оскільки добуток цих величин дорівнює Кв, то: [Н+] = [ОН-] = √Кв
За температури 298 К, коли Кв = 10-14 , [Н+] = [ОН-] = 10-7моль/л.
У розчинах кислот [Н+] збільшується. Рівновага процесу дисоціації води зсувається так, щоб послабити зростання концентрації цих іонів, тобто в бік недисоційованих молекул води.
Тому концентрація іонів ОН- зменшується, а іонний добуток Кв залишається сталим. У кислому середовищі [Н+] > 10-7 моль/л, а [ОН-] <10-7 моль/л.
У розчинах лугів [ОН-] > 10-7 моль/л. Рівновага дисоціації води також зсувається в бік утворення молекул води і концентрація іонів Н+ зменшується. Отже, в лужних розчинах [Н+] < 10-7 моль/л, а добуток концентрацій іонів Н+ і ОН- (тобто Кв) також не змінюється.
Для характеристики кислотності середовища зручно користуватися водневим показником рН, який дорівнює від'ємному десятковому логарифму активності іонів гідрогену: рН = -lg aн+
Щодо розбавлених розчинів, можна вважати, що ан+ =[Н+], тому:
рН =- lg [Н+]. (2)
У чистій воді та в нейтральних середовищах, де [Н+] = 10-7 моль/л, рН =-lg 10-7 =7. У кислих середовищах, де [Н+] > 10-7, значення рН < 7 і в лужних середовищах, де [Н+] < 10-7 моль/л, значення рН > 7.
Таким чином, у розведених водних розчинах, коли концентрація сильної кислоти або лугу не перевищує 1 моль-екв/л, за 298 К (25°С) можна прийняти, що у кислому середовищі значення рН змінюється в межах від 0 до 7, а в лужному від 7 до 14, виключаючи саме значення 7 (нейтральне середовище). Наведені значення рН є дещо наближеними, оскільки в розрахунках нехтували різницею між активними та аналітичними концентраціями іонів.
На практиці для визначення рН середовища використовують індикатори та спеціальні вимірювальні прилади іонометри (рН-метри).
Поряд з показником рН використовують показник рОН:
рОН = - lg [ОН-]. (3) Виходячи зі значення іонного добутку води Кв , при 295К
рН + рОН = 14 (4)
У випадках розрахунку рН розчину лугу слід скористатися наведеною схемою для обчислення рОН, а потім знайти рН:
рН = 14 – рОН
При розрахунках рН водних розчинів слабких кислот і основ слід враховувати оберненість процесу їх електролітичної дисоціації (α < 1):
СН3СОO- + Н+ = СН3СООН
Концентрація Н+ в розчинах слабких кислот і концентрація іонів ОН- в розчинах слабких основ чисельно дорівнюють концентрації продисоційованих молекул електроліту, а не вихідній концентрації розчину, як у випадку сильних кислот і основ.
При розрахунку водневого показника середовища водних розчинів сильних кислот і основ слід враховувати не оберненість процесу їх електролітичної дисоціації (α = 1).
НС1 → Н+ + СI-
Концентрація іонів Н+ в розчинах сильних кислот та концентрація іонів ОН- в розчинах лугів чисельно дорівнюють полярності розчинів.
Щоб розрахувати значення водневого або гідроксильного показників середовища, необхідно знати активність аОН- = ƒОН- - СОН-.