КУРС ЛЕКЦИЙ ПО ХИМИИ
.pdf
vk.com/club152685050 | vk.com/id446425943
91
0
G298 RT ln K p .
Если G2980 0 , то K p 1; если G2980 41,8 кДжмоль , то K p 107 и прямая реакция практически необратима в стандартных условиях: если
G2980 41,8кДж , то К р 10 7 и обратная реакция практически
необратимая.
Направление смещения положения химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом Ле Шателье:
если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются те процессы, которые стремятся свести это воздействие к минимуму.
Влияние концентраций реагирующих веществ на состояние равновесия
При контактном способе получения Н2SO4 окисление SO2 в SO3 в присутствии катализатора (Pt или V2O5) идет по уравнению:
2SO2 O2 2SO3 .
Если в эту равновесную систему добавить извне О2, то в системе усиливается процесс, стремящийся понизить концентрацию О2. Таким процессом является прямая реакция SO2 с О2 с образованием SO3. Таким образом, равновесие в системе сместится в сторону образования SO3. К этому же выводу можно прийти при анализе выражения для константы равновесия:
К с |
SO3 2 |
|
|
|
|||
SO |
2 |
2 |
O |
2 |
|
. |
|
|
|
|
|
|
|
||
При увеличении концентрации О2 (знаменатель в этом выражении) должна возрасти концентрация SO3 (числитель). Это следует из того, что Кс=const. Таким образом, повышение концентрации O2 сдвинет равновесие к более полному использованию SO2 и к большему выходу SO3.
Влияние давления на состояние равновесия
Давление имеет существенное значение при реакциях между газами.
В результате увеличения давления повышается концентрация реагирующих веществ и, соответственно, скорость реакции.
Рассмотрим возможные случаи.
А). В реакции сумма молей исходных веществ равна сумме молей продуктов реакции. Суммарные соответствующие объемы газов тоже будут равными.
N2 O2 2NO .
Если увеличить давление в закрытом реакционном сосуде, например, в 2 раза, то объем изменится тоже вдвое. Соответственно, вдвое изменится и концентрация газов. Скорость прямой и обратной реакций возрастает, но в
vk.com/club152685050 | vk.com/id446425943
92
равное количество раз. Поэтому смещения химического равновесия при этом не происходит.
vпр'
vобр'
kпр 2N2 2O2 4kпр N2 |
O2 4vпр |
|
|||||
k |
|
2 |
4k |
|
2 |
4v |
. |
обр |
2NO |
обр |
NO |
|
|||
|
|
|
|
обр |
|
||
Таким образом, если объемы исходных и конечных газообразных продуктов равновесной системы равны между собой, то изменение давления не нарушает равновесия.
Б). Сумма молей исходных веществ больше суммы молей образующихся продуктов:
N2 + 3H2 2NH3.
Из четырех молей исходных веществ образуется два моля продуктов - реакция протекает с уменьшением объема. [При повышении давления концентрация исходных веществ будет увеличиваться в большей степени, чем концентрация продуктов, что приводит к смещению равновесия в сторону образования аммиака.]
v' |
k |
|
2N |
2Н |
3 16k |
|
N |
Н |
3 |
|
пр |
|
пр |
2 |
|
2 |
|
пр |
2 |
2 |
|
' |
|
|
|
2 |
|
|
|
2 |
|
|
vобр kобр 2NН3 |
4kобр NН3 |
|
|
|||||||
16vпр .
В). Сумма молей исходных веществ меньше суммы молей продуктов:
|
N2O4 2NO2; |
|
|||
' |
kпр 2N2О4 |
2vпр |
|
||
vпр |
|
||||
v' |
k |
обр |
2NO 2 |
4v |
. |
обр |
|
|
обр |
||
Прямая реакция ведет к увеличению числа молей вещества в системе, то есть к увеличению давления.
При протекании обратной реакции, наоборот давление в системе падает. Если при установившемся равновесии повысить давление, то система окажет противодействие, стремясь к начальному состоянию. Равновесие будет смещаться в сторону обратной реакции, сопровождающейся понижением давления, то есть в сторону образования N2O4. Если давление снизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции, сопровождающейся повышением давления, то есть в сторону образования
NO2.
Выводы:
при изменении давления равновесие смещается только в тех обратимых реакциях, которые сопровождаются изменением объемов газообразных веществ;
повышение давления сдвигает равновесие в сторону меньших объемов, понижение – в сторону больших объемов.
vk.com/club152685050 | vk.com/id446425943
93
Влияние температуры на состояние равновесия
2Н2 + О2 2Н2О(г) + 484,9 кДж.
Процесс образования воды является экзотермическим, разложение – эндотермическим.
В соответствии с принципом Ле Шателье при подведении теплоты к этой равновесной системе равновесие должно смещаться в сторону эндотермической реакции, то есть должно приводить к разложению воды. В результате этого произойдет уменьшение равновесной концентрации водяного пара и увеличение равновесных концентраций водорода и кислорода.
Охлаждение этой системы приведет к усилению экзотермического процесса.
Рассмотрим систему:
N2 + 3H2 2NH3 + 92кДж.
Понижение температуры смещает равновесие вправо, то есть увеличивает выход NH3. Однако в промышленности этот процесс ведется при довольно высоких температурах. Это вызвано тем, что при низких температурах скорость установления равновесия мала, хотя выход целевого продукта выше.
Таким образом, при нагревании равновесной системы равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при охлаждении – в сторону экзотермической реакции.
Влияние катализаторов на состояние равновесия
Введение катализаторов в равновесную систему не вызывает смещения равновесия, поскольку катализатор, ускоряя прямую реакцию, в такой же мере ускоряет и обратную реакцию. Но введение катализаторов позволяет добиваться наступления равновесия в более короткие сроки.
vk.com/club152685050 | vk.com/id446425943
Методические рекомендации для студентов по самостоятельной работе и
полному освоению дисциплины.
Курс химии для студентов по профилям подготовки бакалавриата
«Сооружение и ремонт объектов систем трубопроводного транспорта» и « Эксплуатация и обслуживание объектов транспорта и хранения нефти, газа и продуктов переработки» состоит из нескольких разделов, знание которых необходимо для специалиста данного профиля для глубокого понимания процессов, протекающих в живом организме, в целом в окружающей среде, и
в частности, в техносфере.
Курс общей химии для специалистов данного профиля является одним из основополагающих, поскольку позволяет не только оценить состояние того или иного объекта, но и спрогнозировать ситуацию.
Лабораторно-практические занятия по общей химии студентам прививают навыки, необходимые для практической деятельности в проведении различных анализов. На лекциях студенты получают необходимый минимум знаний, который затем расширяют и углубляют за счет самостоятельного изучения.
При изучении темы строение атома необходимо особо обратить внимание на ядерную энергетику, поскольку именно этот способ получения энергии человеком широко используется в настоящее время, при этом непрофессиональные действия могут привести к экологическим катастрофам,
в том числе и глобальным.
Раздел «растворы» – важная часть неорганической химии, поскольку именно в растворах протекает основная часть химических реакции, в том числе и биохимических.
В настоящее время бурное развитие получил раздел общей химии,
посвященный способам очистки объектов окружающей среды от поллютантов. Поэтому студентам, просто необходимо, знать не только классические, но и новейшие разработки в этой области.
vk.com/club152685050 | vk.com/id446425943
Окислительно-восстановительные процессы – основные процессы протекающие в живой и неживой природе, поэтому студент должен четко знать и понимать основные окислители и восстановители, отличать степень окисления от валентности, уметь правильно рассчитать степени окисления химических элементов в различных соединениях, в том числе и в сложных ионах. Чтобы верно расставить стехиометрические коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях, необходимо в совершенстве владеть двумя способами расстановки, а именно – методом электронного баланса и методом ионно-электронных уравнений.
При изучении раздела «химическая связь» необходимо четко понимать сущность метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей -
линейной комбинации атомных орбиталей. Понимать способы образования химической связи, как донорно-акцепторный, так и обменный механизмы.
Свойства химической связи напрямую зависят от строения атомов элементов входящих в данное соединение, следовательно невозможно полное понимание данной темы без знаний о строении атомов химических элементов.
На лабораторно-практических занятиях студенты закрепляют теоретические представления и концепции и практическим путем подтверждают теоретические данные.
vk.com/club152685050 | vk.com/id446425943
При выполнении лабораторных работ следует соблюдать следующие правила:
Правила работы в химической лаборатории
1.Находясь в химической лаборатории, необходимо строго соблюдать общие правила поведения, дисциплину, помня, что любое нарушение может привести к несчастному случаю.
2.Работать в лаборатории можно только в халатах.
3.На рабочем месте оставлять только самые необходимые вещи (книга, тетрадь, ручка), все другие вещи (портфель, сумка, одежда) положить отдельно в специально отведенном месте.
4.Выполняя задания необходимо точно соблюдать все указания в описании опыта:
количество и концентрации растворов, последовательность опыта, температуру и пр.
Запрещается выполнять опыты, не предусмотренные планом занятия.
5.После использования реактивы ставить на свое место.
6.Работы с концентрированными кислотами и щелочами проводить осторожно, чтобы исключить возможность их попадания в глаза, на кожу, одежду.
7.Соблюдать меры предосторожности при работе с электрическими приборами. Работать только с заземленными приборами.
8.Запрещается работать с летучими и легковоспламеняющимися растворителями вблизи зажженной горелки, во избежание несчастных случаев.
9.Пользоваться горючими и вреднодействующими веществами (эфир, галогены,
концентрированные кислоты, сероводород и др.), а также проводить опыты,
сопровождающиеся выделением вредных паров и газов, разрешается лишь в вытяжном
шкафу с действующей вентиляцией.
10.При нагревании вещества в пробирке не направлять ее отверстие в сторону товарища или к себе.
11.В случае возникновения пожара немедленно потушить ближайшие горелки, отключить электроприборы и принять меры к тушению огня, использовав огнетушитель, одеяло, песок.
12.Не сливать в раковину содержимое пробирок с концентрированными кислотами и остро пахнущими веществами.
13.Не бросать бумагу, спички, битую посуду в водосточные раковины, для этого пользоваться урнами для мусора.
14.После окончания работы привести в порядок свое рабочее место, протереть полки и стол влажной тряпкой, поставить склянки с реактивами на свое место, выключить воду.
3
vk.com/club152685050 | vk.com/id446425943
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Лабораторная работа № 1 Тема работы: Свойства кислот и оснований
Цель работы: Закрепить знания химических свойств оксидов, гидроксидов и кислот.
Приборы и реактивы: Химическая посуда, 2н раствор HCl, 0,2н раствор NaOH, 2н раствор FeCl2, 2н раствор AlCl3, 2н раствор CuSO4, 2н раствор ZnSO4, фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый, универсальный индикатор.
Ход работы
Опыт 1. Открытие Н+ в растворе.
Вчетыре пробирки налить по 1 мл HCl . Прибавить в первую 3 капли лакмуса, во вторую – 3 капли фенолфталеина, в третью – 3 капли метилового оранжевого, в четвертую – 3 капли универсального индикатора.
Опыт 2. Получение кислоты из ангидрида.
Поместить в пробирку немного (на кончике шпателя) фосфорного
ангидрида. Прилить 1 – 2 мл воды. Прокипятить.
Проверить наличие кислоты (ионов Н+) в растворе имеющимися у вас
индикаторами.
Опыт 3. Открытие ОН- в растворе.
Вчетыре пробирки налить по 1 мл NaOH. Прибавить в первую 3 капли лакмуса, во вторую – 3 капли фенолфталеина, в третью – 3 капли метилового оранжевого, в четвертую – 3 капли универсального индикатора.
Опыт 4. Получение Са(ОН)2.
Кусочки негашеной извести СаО смочить в пробирке несколькими каплями воды. Наблюдается выделение тепла и распадение кусочков извести в
порошок. Затем прилить в пробирку 1 – 2 мл воды и взболтать.
Проверить наличие гидроксид-ионов (ОН-) добавив 1 – 2 капли фенолфталеина.
Опыт 5. Образование поваренной соли.
Вфарфоровую чашку налить 1 мл 2н HCl и столько же по объему раствора NaOH. Выпаривать смесь до полного испарения жидкости. Остается поваренная соль, в чем можно убедиться по вкусу.
Опыт 6. Получение сульфата бария.
Впробирку влить 1 – 2 мл прозрачного раствора гидроксида бария и 1 – 2 мл серной кислоты. Наблюдается выделение белого осадка.
Указания к составлению отчета
Полученные в опытах 1 и 3 результаты оформите в виде таблицы:
Индикатор |
Окраска индикатора |
|
|
HCl |
NaOH |
Лакмус
Фенолфталеин
Метилоранж
Универсальный
4
vk.com/club152685050 | vk.com/id446425943
Результаты опытов 2, 4, 5 и 6 заносим в таблицу:
№ |
Используемые |
Уравнение реакции в молекулярной и |
Наблюдаемый |
|
реактивы |
ионной форме |
эффект |
2 |
|
|
|
|
|
|
|
4 |
|
|
|
|
|
|
|
5 |
|
|
|
|
|
|
|
6 |
|
|
|
|
|
|
|
Лабораторная работа № 2 Тема работы: Свойства средних, кислых и основных солей.
Цель работы: Закрепить знания химических свойств солей.
Приборы и реактивы: Химическая посуда, лакмусовая бумага, 2н
растворы Na2CO3, H2SO4, HCl, Na2SO4, NaOH, KOH, CuSO4, NH4Cl, BaCl2, BiCl3.
Ход работы
Опыт 1. Получение угольной кислоты из ее соли.
Впробирку поместить 1 мл карбоната натрия (соды). Прибавить по каплям раствор соляной или серной кислоты. Наблюдается выделение пузырьков углекислого газа вследствие разложения образовавшейся в результате реакции нестойкой угольной кислоты.
Опыт 2. Получение нерастворимого основания из соли.
Впробирку внести 1 мл сульфата меди и прилить по каплям раствор щелочи (NaOH или KOH). Наблюдается появление синего осадка.
Опыт 3. Получение летучего основания из соли.
Впробирку внести 1 мл раствора NH4Cl. Прилить 0,5 мл NaOH и осторожно нагреть. Над пробиркой держать полоску лакмусовой бумаги, смоченную дистиллированной водой. Появляется запах аммиака. Лакмус
показывает щелочную реакцию среды (в результате образования NH4ОН). Опыт 4. Получение основной соли висмута.
Впробирку внести 1 мл концентрированного раствора BiCl3. Затем прибавить 3 – 4 мл воды. Наблюдается образование густого белого осадка.
Опыт 5. Взаимодействие солей.
Впробирку внести 1 мл раствора BaCl2. Прилить 1 мл Na2SO4. Наблюдается выпадение в осадок сульфата бария.
Указания к составлению отчета
Полученные в опытах результаты оформите в виде таблицы:
№ Уравнение реакции в молекулярной и ионной |
Наблюдаемый эффект |
форме |
|
1
2
3
5
vk.com/club152685050 | vk.com/id446425943
СТЕХИОМЕТРИЯ И ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
Лабораторная работа № 3
Тема работы: Определение эквивалента карбоната кальция
Цель работы: Знакомство с методиками определения молярной массы эквивалента сложных веществ.
Приборы и реактивы: Химическая посуда (часовые стекла, бюретки, пипетки, химические стаканы на 100 мл, воронки, фильтры, эксикатор), весы технохимические, кусочки мрамора (СаСО3) 1н раствор HCl , вода дистиллированная
Ход работы
Экспериментальная часть
На технохимических весах взвесьте часовое стекло с несколькими кусочками мрамора общей массой m1 от 2 до 2,5 г (с точностью до 0,01 г).
Поместите кусочки мрамора в химический стакан емкостью 100 мл и добавляйте небольшими порциями из бюретки 10 мл 1н раствора HCl.
В стакане будет протекать реакция:
СаСО3 + 2 HCl = СаСl2 + Н2О + СО2↑
Наблюдайте за выделением пузырьков СО2↑. Когда выделение пузырьков газа прекратится, нагрейте стакан до 60 − 70°С для удаления оставшегося углекислого газа.
Раствор хлорида кальция слейте. Затем промойте оставшиеся кусочки мрамора 2 раза дистиллированной водой. Промытый мрамор слегка высушите между двумя листками фильтровальной бумаги и положите на часовое стекло в эксикатор на 15 – 20 минут. После того, как мрамор обсохнет, взвесьте его вместе с часовым стеклом (m2).
Вычисления:
1) масса СаСО3 , вступившего в реакцию с HCl;
m (СаСО3) = m1 – m2 ,
2) количество вещества эквивалента HCl, израсходованное для реакции с
СаСО3;
1 мл 1н раствора HCl содержит 0,001 г▪экв/моль, 3) молярная масса эквивалента СаСО3;
Мэ (СаСО3) = m (СаСО3)/0,001▪Мэ(HCl).
Указания к составлению отчета
Кратко опишите ход работы.
Приведите пример расчета и сравните полученную величину с теоретической.
6
vk.com/club152685050 | vk.com/id446425943
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Лабораторная работа № 4
Тема работы: Изменение скорости химических реакций
Цель работы: Подтвердить экспериментально влияние концентрации и температуры на скорость химической реакции. Научиться определять скорость химической реакции в гетерогенных системах. Пронаблюдать на опыте смещение химического равновесия.
Приборы и реактивы: Химическая посуда (пробирки с пробками, мензурки или мерные пробирки, стаканы 100), весы аптекарские, ступка и пестик, секундомер, термометр, кусочки мрамора (СаСО3), 1н р-р тиосульфата натрия Na2S2O3), 10% раствор HCl, 1н раствор H2SO4, 0,1 н FeCl3, 0,1н KCSN (или NH4CNS), тв. KCl (или NH4Cl), вода дистиллированная.
Ход работы
Опыт 1. Влияние концентраций на скорость химической реакции.
Впробирку № 1 отмерьте 3 мл раствора Na2S2O3.
Впробирку № 2 отмерьте 2 мл Na2S2O3 и 1 мл воды.
Впробирку № 3 отмерьте 1 мл Na2S2O3 и 2 мл воды.
Прилейте в первую пробирку 1 мл H2SO4 (одновременно включите секундомер). Встряхните пробирку несколько раз. Засеките время до появления слабой опалесценции (осаждение S).
Прилейте во вторую пробирку 1 мл H2SO4. Встряхните пробирку несколько раз. Засеките время до появления слабой опалесценции.
Прилейте в третью пробирку 1 мл H2SO4. Встряхните пробирку несколько раз. Засеките время до появления слабой опалесценции.
Сливанием растворов тиосульфата и серной кислоты вы получали тиосерную кислоту:
H2SO4 + Na2S2O3 → H2S2O3 + Na 2SO4
Полученная тиосерная кислота распадается с образованием серы (опалесценция):
Н2S2O3 → H2SO3 + S↓
Запишите время реакции во всех трех пробирках.
Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции.
Налейте в три пробирки по 3 мл Na2S2O3. В другие три пробирки налейте по 3 мл H2SO4. Сгруппируйте пробирки в пары (кислота – тиосульфат).
Первую пару пробирок и термометр поместите в стакан с водой комнатной температуры. Через 3 минуты запишите показания термометра. Слейте содержимое пробирок (одновременно включив секундомер). Встряхните пробирку несколько раз. Зафиксируйте время появления опалесценции (реакция такая же, как и предыдущем опыте).
Вторую пару пробирок поместите в стакан с водой и подогрейте на 10°С. Проведите ту же реакцию и зафиксируйте время появления опалесценции.
7