- •Введение
- •Правила работы в химической лаборатории
- •Реактивы и правила обращения с реактивами
- •Реактивы общего пользования, в том числе реактивы, хранящиеся в вытяжном шкафу, не следует уносить к себе на рабочее место.
- •Меры предосторожности при работе в лаборатории
- •Оказание первой помощи
- •Лабораторный журнал и оформление лабораторных работ
- •Газовые законы и расчет молярных масс газообразных веществ
- •1. Уравнение Бойля-Мариотта и Гей-Люссака
- •5. Закон Дальтона (закон парциальных давлений).
- •Парциальное давление водяного пара в зависимости от температуры воздуха
- •II способ расчета:
- •Лабораторная работа №2 способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
- •Раствор – гомогенная система состоящая из двух или нескольких компонентов. Чаще раствор состоит из двух компонентов растворителя и растворенного вещества.
- •Правило смешивания (правило «креста»)
- •Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа № 3 определение энтальпии реакции нейтрализации
- •Результаты опыта
- •Значение термодинамических функций
- •Лабораторная работа №4 химическая кинетика
- •Закон действующих масс может быть записан
- •Закон действующих масс имеет вид
- •Лабораторная работа №5 химическое равновесие
- •Красный
- •Б/цв. Желтый синий
- •Лабораторная работа №6 определение молекулярной массы растворенного вещества методом криоскопии. (Глинка н.Л.,2000, 7.1-7.2, Коровин н.В.,2000, §8.1 )
- •Теоретические сведения
- •Возможные виды криоскопических кривых
- •Лабораторная работа №7 коллоидные растворы
- •Выполнение работы:
- •3.1 Приготовление золя берлинской лазури при избытке FeCl3
- •3.2 Приготовление золя берлинской лазури при избытке k4[Fe(cn)6]
- •3.3 Определение знака заряда частиц золя
- •Лабораторная работа №8 свойства растворов электролитов
- •Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты
- •Слабые электролиты
- •Ионные реакции в растворе
- •Правила составления ионных уравнений реакций
- •Порядок составления ионных уравнений реакции
- •Условия необратимости реакций ионного обмена –
- •PH раствора
- •Изменение окраски кислотно-основных индикаторов в зависимости от pH раствора
- •Гидролиз солей.
- •Отсутствие гидролиза в растворах.
- •Экспериментальная часть
- •2А) Получение осадков соли.
- •2Б) Получение амфотерного гидроксида и исследование его свойств.
- •Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры
- •Лабораторная работа №9 определение общей жесткости воды методом комплексонометрического титрования
- •Теоретические сведения.
- •Лабораторная работа №10 окислительно-восстановительные реакции (овр)
- •Расчет степени окисления
- •Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Экспериментальная часть
- •Электрохимические процессы. Гальванический элемент
- •Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа №12 коррозия металлов
- •Теоретические сведения
- •Экспериментальная часть
- •Турнбулева синь
- •Зависимость скорости коррозии железа от рН среды.
- •Лабораторная работа №13 электролиз водных растворов электролитов
- •Лабораторная работа №14 свинцовый аккумулятор
- •Зарядка:
- •Разрядка:
- •Суммарная реакция в аккумуляторе:
- •Лабораторная работа №15 исследование состава и некоторых свойств портландцемента.
- •Молекулярные массы неорганических соединений
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
Лабораторная работа №5 химическое равновесие
(Глинка Н.Л., 2000, 6.2.8-6.2.9, Коровин Н.В., 2000, §5.5)
Цель работы: опытным путем установить влияние на состояние химического равновесия:
-
изменения концентрации веществ;
-
изменения температуры.
Теоретические сведения.
Понятие «химическое равновесие» применимо только к обратимым реакциям. Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакцииравна скорости обратной реакции . Равенство является кинетическим условием химического равновесия.
Химическое равновесие характеризуется постоянством величин энергии Гиббса системы GT. Равенство ΔGT = 0 является термодинамическим условием химического равновесия.
Химическое равновесие характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии.
Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, называется константой равновесия. Для обратимой реакции
Н2(г) + I2(г)↔2HI(г)
константа равновесия имеет вид
или ,
где КС, КР – константы равновесия в случае отношения молярных концентраций и парциальных давлений соответственно; [HI], [H2], [I2] – равновесные молярные концентрации;, - парциальные давления.
Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходной концентрации веществ в сиcтеме. Показывает на сколько скорость прямой реакции больше скорости обратной; характеризует глубину протекания процесса.
Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса данной реакции () следующим соотношением
= -RTlnKС
где R — универсальная газовая постоянная [8,31 Дж/(моль.К)]; Т — абсолютная температура, К; КС — константа равновесия.
Если КС>1 (ΔG<0), то в равновесной системе преобладают продукты реакции, а если КС<1 (ΔG>0), то в равновесной системе преобладают исходные вещества.
Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока постоянны параметры (p,T,CM), при которых оно установилось. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ.
В общем случае, направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону, противодействующую этому воздействию.
-
При увеличении концентрации реагирующих веществ, равновесие сместится в сторону продуктов реакции, а при уменьшении концентрации исходных веществ – в сторону их образования.
-
При увеличении общего давления в системе равновесие смещается в сторону меньшего числа моль газообразных веществ, а при уменьшении – в сторону большего числа моль газообразных веществ.
-
Увеличение температуры в системе смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, а уменьшение – в сторону экзотермической реакции.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Опыт 1. Влияние изменения концентрации веществ на химическое равновесие.
Задание: изучить влияние изменения концентрации веществ на химическое равновесие в системе
FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl