- •Лабораторная работа № 1 классы неорганических соединений
- •Экспериментальная часть.
- •Вопросы самоконтроля по теме "классы неорганических соединений"
- •Лабораторная работа № 2 определение молярной массы эквивалента магния.
- •Экспериментальная часть.
- •Вопросы самоконтроля по теме "определение молярной массы эквивалента веществ"
- •Лабораторная работа № 3 химическая кинетика и химическое равновесие.
- •Экспериментальная часть.
- •Вопросы самоконтроля по теме "химическая кинетика и химическое равновесие"
- •Лабораторная работа № 4
- •Экспериментальная часть.
- •Вопросы самоконтроля по теме "химическое равновесие в растворах электролитов".
- •Лабораторная работа № 5 окислительно-восстановительные реакции (овр).
- •Экспериментальная часть.
- •Вопросы самоконтроля по теме "окислительно-восстановительные реакции (овр)".
- •Лабораторная работа № 6 комплексные соединения.
- •Экспериментальная часть.
- •Вопросы самоконтроля по теме "комплексные соединения"
- •Вопросы для подготовки к семинарским занятиям. Термодинамика
- •Кинетика
- •Растворы
- •Окислительно-восстановительные процессы
- •Комплексные соединения
- •Химическая связь
- •Перечень вопросов для подготовки к экзамену по курсу «Общая химия».
- •Список литературы.
Вопросы самоконтроля по теме "химическая кинетика и химическое равновесие"
Какая реакция называется самопроизвольной? Должна ли самопроизвольная реакция обязательно быть быстропротекающей?
Какие реакции называются практически необратимыми (односторонними)? Приведите примеры обратимых реакций.
Дать определение и математическое выражение скорости химической реакции.
Что называется константой скорости химической реакции и от каких факторов она зависит?
Сформулировать закон действующих масс и привести примеры.
Каков физический смысл константы химического равновесия и от каких факторов она зависит?
Написать уравнение закона действующих масс для следующих обратимых процессов:
а) Cl2 + H2O Cl- + H+ + HClO;
б) mA + nB pC
Каким образом константа равновесия связана с константами скорости прямой и обратной реакции?
Вычислить константу химического равновесия реакции NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl, если равновесные концентрации [NaCl] и [H2SO4] составляют по 1 моль/л, а [NaHSO4] и [HCl] - по 0,4 моль/л.
Сформулировать принцип Ле-Шателье.
Как сместить равновесие вправо:
а) 3H2 + N2 2NH3; Ho < 0
б) H2 + I2 2HI; Ho < 0
в) 3O2 2O3; Ho > 0
г) CN- + H2O HCN + OH-
д) Zn2+ + H2S ZnS + 2H+
Лабораторная работа № 4
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
Водородный показатель рН. Вода, являясь слабым электролитом, в очень малой степени диссоциирует на ионы:
H 2O H+ + OH-
Применив к данному обратимому процессу закон действующих масс:
Приняв концентрацию воды [H2O] величиной постоянной, равной 1000/18=55,56 моль/л, уравнение можно записать так:
[H+][OH-] = K[H2O] = Kw
K w - постоянная величина - называется ионным произведением воды и при 22oС равна 10-14. Для чистой воды концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов. Следовательно, при 22oС
Десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком, называется водородным показателем и обозначается рН, т.е. рН = -lg[H+]. Понятие рН удобно применять для характеристики реакции растворов: нейтральная - рН = 7; кислая - рН < 7, щелочная - рН > 7
Гидролиз солей. Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и (чаще всего, но не всегда) к избыточному содержанию в растворе ионов Н+ или ионов ОН-.
Различают 4 случая гидролиза:
1. Гидролиз по катиону характеризует соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. В этом случае катион соли связывает ионы ОН воды, что смещает равновесие системы Н2О Н+ + ОН- вправо. [H+] > [OH-] - среда кислая, рН < 7.
2. Гидролиз по аниону характеризует соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием. В этом случае анион соли связывает ионы Н+ воды и в растворе накапливаются ионы ОН-. [OH-] > [H+] - среда щелочная, рН > 7.
3. Гидролиз по катиону и аниону - свойственен солям, образованным слабой кислотой и слабым основанием. Реакция растворов таких солей определяется соотношением величин констант диссоциации продуктов гидролиза.
4. Соли, образованные сильными кислотами и основаниями не содержат в своем составе ионов, способных к взаимодействию с водой, поэтому гидролизу не подвергаются.
Количественной оценкой гидролиза являются степень и константа гидролиза. Степенью гидролиза h называется отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул: h=cг/с. Степень гидролиза тем больше, чем больше Кw, т.е. чем больше температура (так как Кw возрастает с температурой); чем меньше Кдисс., т.е. чем слабее кислота (основание), которая образуется в результате гидролиза соли; чем меньше концентрация, т.е. чем больше разбавлен раствор.
К онстантой гидролиза Кг. называется отношение произведения концентраций продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли. Для реакции CN- + HOH HCN + OH- константа гидролиза запишется в виде:
Величина Кгидр., в отличие от степени гидролиза, не зависит от концентрации раствора, поэтому является более удобной характеристикой процесса. Обе величины связаны между собой отношением:
П ри малых значениях h:
Г етерогенные равновесия. Произведение растворимости. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Поэтому ничтожная часть даже самого нерастворимого вещества, например AgCl, все же переходит в раствор. Со временем между твердой фазой (осадком) и ионами в растворе устанавливается подвижное равновесие:
AgCl (осадок) Ag+ + Cl- (раствор)
Таким образом, в гетерогенной системе, состоящей из осадка и насыщенного относительно него раствора, непрерывно протекают два процесса с одинаковой скоростью: переход ионов в раствор и их осаждение на поверхности кристаллов. Произведение растворимости - постоянная величина при данной температуре - представляет собой произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита. Обычно его обозначают символом ПР с индексом, указывающим, к какому электролиту он относится, например [Ag+][Cl-] = ПРAgCl. Надо иметь ввиду, что ПР постоянно только для насыщенных растворов малорастворимых веществ (например AgI, BaSO4, но не NaCl). ПР характеризует растворимость вещества: чем больше ПР, тем больше растворимость.
При [Ag+][Cl-] < ПРAgCl - раствор ненасыщенный,
[Ag+][Cl-] = ПРAgCl - раствор насыщенный,
[Ag+][Cl-] > ПРAgCl - раствор пересыщенный.
Добавляя к ненасыщенному раствору электролита электролит с одноименным ионом, можно превратить его в насыщенный и пересыщенный. Из понятия ПР вытекает условие образования осадков: малорастворимый электролит всегда выпадает в осадок, когда произведение концентраций ионов сделается больше величины ПР электролита, т.е. в случае AgCl, когда [Ag+][Cl-] >> ПРAgCl. Это будет достигнуто прибавлением избытка электролита, содержащего Ag+ - или Cl- -ионы. Растворение осадка происходит тогда, когда произведение концентраций ионов сделается меньше величины ПР электролита, т.е. в случае AgCl, когда [Ag+][Cl-] << ПРAgCl.Этого можно достигнуть, связывая один из ионов, посылаемых осадком в раствор. Это осуществляется образованием: 1) малодиссоциированного соединения; 2) комплексного иона; 3) менее растворимого соединения; 4) изменением заряда иона в окислительно-восстановительной реакции.
Б уферные растворы. Буферные растворы - это такие растворы, рН которых почти не зависит от разбавления, концентрирования и мало изменяется при прибавлении к ним небольших количеств кислот или щелочей, не превышающих некоторого предела. Обычно буферными являются растворы, содержащие слабую кислоту и ее соль, образованную сильным основанием, или слабое основание и его соль, образованную сильной кислотой. Буферной емкостью называется число эквивалентов N кислоты или основания, необходимое для смещения рН одного литра буферного раствора на одну единицу. Она вычисляется по формуле:
где рН0 - исходное значение, а рН1 - после добавления кислоты или щелочи. Буферная емкость раствора тем выше, чем больше концентрация компонентов и чем меньше эти концентрации отличаются друг от друга. Каждый буферный раствор имеет определенное значение рН, которое можно рассчитать, пользуясь соответствующими формулами.