- •Неорганічна хімія. Лабораторний практикум
- •Неорганічна хімія. Практикум. Навчальний посібник – Дніпропетровськ, 2011. – 80 с.
- •Неорганічна хімія. Практикум
- •Xiмiчнi властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •Амфотерні гідроксиди
- •Кислоти
- •Хімічні властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •1.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 2 основні закони хімічних перетворень
- •2.1. Теоретична частина
- •Фактори, що впливають на швидкість реакції
- •Енергія активації
- •Поняття про каталіз I каталізатори
- •Необоротні та оборотні реакції
- •Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє
- •2.2. Експериментальна частина Дослід 2.2.1. Взаємодія розчину калію йодиду з гідроген пероксидом у кислому середовищі
- •2.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 3 розчини
- •3.1. Теоретична частина
- •3.2. Експериментальна частина Приготування розчинів заданої концентрації Дослід 3.2.1. Приготування приблизно 0,1 н розчину хлоридної кислоти
- •3.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 4 гідроліз солей. Водневий показник
- •4.1. Теоретична частина
- •Дослід 4.2.4. Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів
- •4.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 5 окисно-відновні реакції
- •5.1. Теоретична частина
- •2. Реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення).
- •5.2. Експериментальна частина Дослід 5.2.1. Окисні властивості калій дихромату
- •5.3. Контрольні запитання
- •Дисоціація комплексних сполук
- •6.2. Експериментальна частина Дослід 6.2.1. Дисоціація подвійної солі
- •6.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 7 хімія s-елементів
- •7.1. Теоретична частина
- •7.2.5.1. Якісна реакція на іон калію
- •7.3. Контрольні запитання
- •У лабораторних умовах со добувають із форміатної кислоти дією на неї концентрованою сульфатною кислотою при нагріванні до 373 к:
- •А в лабораторних умовах – при дії на мармур хлоридної кислоти:
- •8.2. Експериментальна частина Дослід 8.2.1. Одержання і властивості солей карбонатної кислоти
- •8.2.1.1. Властивості карбонатів лужноземельних металів
- •8.2.1.2. Гідроліз натрій карбонату та гідрокарбонату
- •Дослід 8.2.2. Гідроліз солей амонію
- •Дослід 8.2.3. Властивості нітратної кислоти та її солей
- •8.2.4. Гідроліз солей ортофосфатної кислоти
- •8.3. Контрольні запитання
- •9.2. Експериментальна частина Дослід 9.2..1. Якісна реакція на іон хлору
- •Дослід 9.2.2. Взаємодія хлоридної кислоти з металами
- •Дослід 9.2.3. Окисні властивості пероксиду водню
- •Дослід 9.2.4. Обвуглювання паперу сульфатною кислотою
- •9.3. Контрольні запитання
- •10.2. Експериментальна частина Дослід. 10.2.1. Реакції катіона Мангану з лугами
- •Дослід 10.2.2. Реакції на катіон Цинку
- •Дослід 10.2.3. Реакції катіонів Купруму
- •10.3. Контрольні запитання
- •Додатки
- •Густина водних розчинів кислот, основ та солей різної концентрації (при t 18c), г/см3
- •Константи нестійкості деяких комплексних іонів у водних розчинах при 25с
- •Ступінь гідролізу солей в 0,1 м розчинах при 25 с
- •Електрохімічний ряд напруг металів
- •Ряд електронегативності елементів
- •Список рекомендованої літератури
Необоротні та оборотні реакції
Реакції, які відбуваютъся лише в одному напрямку i завершуються повним перетворенням вихідних реагуючих речовин у кінцеві речовини, називаються необоротними.
Більшістъ реакцій є оборотними. Оборотними називаються такі, реакції, які одночасно відбуваються у двох взаємно протилежних напрямках.
У рівняннях оборотних реакцій між лівою та правою частинами ставлять дві стрілки, спрямовані у протилежні боки, наприклад:
N2 + 3Н2 2NH3, ΔН = -92,4 кДж/моль.
У техніці оборотні реакції невигідні, тому різними методами (зміна температури, тиску тощо) їx роблять практично необоротними, вони відбуваються у прямому напрямку.
Реакції відбуваються у одному напрямку (необоротні) за умов, коли:
– продукти, що утворюються, виходять зі сфери реакції (випадають у осад, виділяються у вигляді газу):
ВаСl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HC1
Na2CO3 + 2НСl → 2NaCl + CO2↑ + H2O;
– утворюєтъся малодисоційована сполука, наприклад, вода:
НСl + NaOH → NaCl + Н2О;
– реакція супроводжуєтъся виділенням великої кількocmi енергії, наприклад, горіння магнію;
Mg + 1/2О2 → MgO; ΔН = - 602,5 кДж/моль.
У piвнянняx необоротних реакцій між лівою і правою частинами ставлять знак piвнocmi або стрілку.
Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє
Оборотні реакції не доходять до кінця i завершуються встановленням xімічної рівноваги.
Xiмічнy рівновагу можна визначити як такий стан системи реагуючих речовин, за яким швидкості прямої i зворотної реакцій дорівнюють одна одній .
У стані рівноваги пряма та зворотна реакції не припиняються. Тому така рівновага називається рухомою, або динамічною рівновагою.
У стані рівноваги концентрації ycix реагуючих речовин – як вихідних, так i тих, що утворюються, – залишаються чітко сталими.
Концентрації реагуючих речовин, які встановлюються при хімічній piвновазі, називаються рівноважними. Вони позначаються у квадратних дужках, наприклад, [H2],[N2],[NH3], тоді як нерівноважні концентрації позначають так: с(Н2), c(N2), c(NH3).
Наприклад: СО + NO2 СО2↑ + NО,
для прямої реакції = k1[CO][NO2];
для оборотної реакції = k2 [CO2][NO]. Стан xiмічної рівноваги , тобто
k1[CO][NO2] = k2[CO2][NO].
Представимо цю piвність у вигляді пропорції:
Величина К називається константою хімічної рівноваги. Вона не залежить від концентрації реагуючих речовин і є сталою за даної температури. Для будь-якої рівноважної системи
mA + nB pC + gD
Це рівняння є математичним виразом закону діючих мас у стані рівноваги.
Для гетерогенних реакцій у виразі константи рівноваги концентрації речовин, які перебувають у твердій фазі, не беруть до уваги, тобто концен-трація твердих речовин дорівнює одиниці.
Величина К залежить від природи реагуючих речовин i від температури, aле не залежить від каталізатора. Присутність каталізатора у системі лише прискорює час встановлення рівноваги.
Напрямок зміщення xімічної piвноваги при зміні концентрації реагуючих речовин, температури i тиску визначається принципом рухомої рівноваги, або принципом Ле Шательє: якщо на систему, яка перебуває у стані рівноваги, чиниться будь-який зовнішній вплив (змінюється концентрація, температура, тиск), то він сприяє перебігу цiєї з двох протилежних реакцій, яка послаблює цей вплив.
При зміні концентрації компонентів рівноважної системи значення константи рівноваги залишається незмінним. Якщо у реакційну cyміш ввести надлишок однієї з вихідних речовин, то рівновага зміщується в бік продуктів реакції, тобто праворуч. Аналогічний ефект може бути досягнутий шляхом видалення із системи продуктів реакції. При підвищенні температури у системі посилюється ендотермічний процес. При зниженні температури починають переважати екзотермічні процеси.
Вплив тиску визначається зміною об'єму, що відбувається під час реакції. При збільшенні тиску piвновaгa буде зсуватись у бік утворення меншої кількості речовини (молей) газу, а зменшення тиску зміщує рівно-вагу в бік утворення більшої кількості речовини (молей) газу.
Якщо ж у рівнянні оборотної реакції число молей у лівій частині дорівнює числу молей у правій частині, наприклад, N2 + О2 2NO, тоді зміна тиску не спричинить зміщення xімічної piвноваги.
Слід зазначити, що уci каталізатори однаковою мipoю прискорюють як пряму, так i зворотну реакції, i тому на зміщення рівноваги вони не впливають, а тільки сприяють швидкому її досягненню.