- •Таврійський державний агротехнологічний університет
- •Змістовий модуль I. Неорганічна хімія
- •Тема 5. Гідроген. Хімія лужних металів. Хімія лужно - земельних елементів.
- •Змістовий модуль іі. Фізична та колоїдна хімія
- •Тема 14. Дисперсні системи та їх класифікація.
- •Тема 15. Мікрогетерогенні системи.
- •Тема 16. Напівколоїди та розчини високомолекулярних сполук.
- •Розподіл балів, що присвоюються студентам
- •Техніка безпеки та правила роботи в хімічній лабораторії Вимоги безпеки перед початком роботи
- •Вимоги безпеки під час роботи
- •Вимоги безпеки після закінчення роботи
- •Вимоги безпеки в аварійних ситуаціях
- •Розділ і. Неорганічна хімія Лабораторна робота №1. Класи неорганічних сполук
- •Вимоги до знань та умінь
- •Теоретична частина
- •Оксиди.
- •Кислоти.
- •Основи.
- •Амфоліти.
- •Паспорт роботи
- •Експериментальна частина Техніка безпеки.
- •Контрольні питання
- •Теоретична частина
- •Паспорт роботи
- •Результати оформлення роботи
- •Контрольні питання
- •Теоретична частина
- •Паспорт роботи
- •Результати оформлення роботи
- •Контрольні питання
- •ТермоХімія. Мета роботи – навчитися експериментально визначати ентальпію хімічних реакцій і робити розрахунки, використовуючи термохімічні рівняння.
- •Фактори, що визначають напрямок хімічних реакцій.
- •Паспорт роботи.
- •Експериментальна частина
- •Хід роботи.
- •Результати. Оформлення роботи.
- •Контрольні питання.
- •Рекомендована література
- •Лабораторна робота №5. Кінетика та швидкість хімічних реакцій
- •Вимоги до знань та умінь
- •Теоретична частина
- •Хімічна рівновага
- •Паспорт роботи
- •Експеріментальна частина
- •Контрольні питання
- •Рекомендована література
- •Лабораторна робота №6. Періодична система та періодичний закон д.І. Менделєєва
- •Вимоги до знань та умінь
- •Теоретична частина
- •Періодична система і будова атома.
- •Контрольні питання
- •Лабораторна робота №7. Властивості гідрогену та його сполук
- •Теоретична частина
- •Проста речовина
- •Практична частина Одержання та властивості Гідрогену. Окисно-відновні властивості Гідрогену.
- •Контрольні питання
- •Лабораторна робота №8. Властивості лужних металів.
- •Теоретична частина
- •Практична частина Властивості лужних металів та їх сполук.
- •Контрольні питання
- •Лабораторна робота №9. Властивості лужноземельних металів.
- •Теоретична частина
- •Практична частина Властивості лужноземельних металів та їх сполук
- •Контрольні питання
- •Елементи іv – а групи
- •Властивості Алюмінію, Карбону, Силіцію, Стануму, Плюмбуму та їх сполук.
- •Контрольні питання
- •Лабораторна робота № 8 Властивості Нітрогену, фосфору та їх сполук.
- •Контрольні питання
- •Галогени
- •Практична частина Властивості р-елементів та її сполук.
- •Контрольні питання
- •Лабораторна робота №13. Загальна характеристика d-елементів
- •Теоретична частина
- •Практична частина
- •Контрольні питання
- •Лабораторна робота №14. Тема: комплексні сполуки
- •Експериментальна робота Комплексні сполуки та їх властивості.
- •Контрольні питання
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 16. Розчини неелектролітів
- •Способи вираження складу розчину
- •Тиск насиченого пару розведених розчинів
- •Температура замерзання розбавлених розчинів
- •Температура кипіння розведених розчинів
- •Осмотичний тиск
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 17. 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
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 18. Розчини електролітів
- •Гідроліз солей
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 19. Поверхневі явища та адсорбційні рівноваги
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 20. Дисперсні систем та їх класифікація
- •Методи визначення молекулярної маси високомолекулярних сполук.
- •Середня молекулярна маса
- •Контрольні питання:
- •Список літератури
Хімічна рівновага
Хімічна рівновага характерна для оборотних реакції, тобто реакцій, що можуть протікати як в прямому, так і в зворотному напрямку. З часом внаслідок зміни концентрації речовин (як вхідних так і продуктів) швидкість прямої і зворотної реакції становляться однаковими, то це означає, що система знаходиться у стані хімічної рівноваги.
Розглянемо цей процес на прикладі оборотної гомогенної реакції в загальному вигляді:
mA + nB pC + qD
Швидкість прямої реакції відповідно до закону діючих мас (1) визначається рівнянням:
V1 = K1 [A]m[B]n
Швидкість зворотної реакції може бути визначена з рівняння:
V2 = K2 [C]p[D]q
У момент рівноваги V1 = V2 і K1 [A]m[B]n = K2 [C]p[D]q.
Звідки .
Співвідношення двох постійних величин К1/К2 є постійною і можна записати:
(3),
де [A], [B], [C], [D]- рівноважні концентрації речовин, що беруть участь в хімічній реакції, моль/л;
m, n, p, q –стехіометричні коефіцієнти у рівнянні реакції.
Величина К називається константою хімічної рівноваги; вона залежить від температури, природи реагуючих речовин і продуктів реакції, та не залежить від їх концентрацій. Отже хімічна рівновага в оборотних реакціях настає тоді, коли відношення добутку концентрацій утворених продуктів до добутку концентрацій вхідних речовин у відповідних ступенях стають рівними деякій постійній величині.
Хімічна рівновага при незмінних умовах може зберігатися довгий час. Якщо змінити зовнішні умови, в яких система була у стані рівноваги, то рівновага зрушується.
Напрямок зрушування хімічної рівноваги може бути визначений принципом Ле-Шательє: якщо змінити одну з умов при якій система знаходилася в рівновазі (концентрацію, тиск, температуру), то рівновага зрушується у напрямку реакції, що протидіє цій зміні.
Отже, збільшення концентрації вхідних речовин зрушує рівновагу у бік продуктів реакції.
Підвищення температури зрушує рівновагу у напрямку ендотермічного процесу, якщо реакція була екзотермічна.
Збільшення тиску зрушує рівновагу газових реакцій у бік утворення речовин, що мають менший об’єм, або меншу кількість молекул.
Паспорт роботи
Реактиви, посуд.
1.Розчин сірчаної кислоти 2Н
2.Розчин тіосульфату натрію
3.Вода дистильована
4.3 стакани на 50мл
5.1 стакан на 200мл
6.Мірні циліндри по3 шт на одне робоче місце
7.Електроплитка
8.Термометри.
9.Пробірки.
Експеріментальна частина
Техніка безпеки: при роботі з кислотами треба бути обережним. Якщо кислота попадає на одяг або тіло, треба її швидко змити водою, а потім це місце протерти розведеним розчином питної соди.
Електроплитку вимкнути наприкінці заняття!
Дослід №1. Залежність швидкості гомогенної хімічної реакції від концентрації.
В три пробірки налийте по 5мл 2Н розчину H2SO4.
В три стаканчика налийте: в перший 15мл тіосульфату натрію (Na2S2O3), в другий 10мл Na2S2O3 і 5мл Н2О, в третій 5мл Na2S2O3 і 10мл Н2О. Потім по черзі в кожний стаканчик улийте 5мл H2SO4 з пробірки, включіть секундомір і швидко перемішайте. Спостерігайте час появи легкої опалесценції і подальшого помутніння розчину від осадженої вільної сірки в кожному стаканчику. Реакція тіосульфату натрію з сірчаною кислотою йде по рівнянню:
Na2S2O3 + H2SO4= Na2SO4 + S +SO2 +H2O
Результати спостереження записати у таблицю №1.
Таблиця №1
№ стаканчика |
Розчин H2SO4 , (мл) |
Розчин Na2S2O3, (мл) |
H2O, (мл) |
Відносна концентрація Na2S2O3 |
Час до появи помутніння розчину τ, с |
Відносна швидкість реакції V=1/τ, (с-1) |
1 2 3 |
5 5 5 |
15 10 5 |
0 5 10 |
3 2 1 |
|
|
Зробіть висновок про зміну швидкості реакції при зміні концентрації і накресліть графік у координатах V=f (С(Na2 S2 O2)).
Дослід №2. Залежність швидкості реакції від температури.
Налийте в одну пробірку 5 мл розчину Na2S2O3, в другу – 5 мл розчину 2Н Н2SO4. Обидві пробірки поставте у стакан з водою і через 5-7 хвилин вимірте температуру води. Потім злийте разом розчини двох пробірок і спостерігайте, за який час з’явиться помутніння. У дві другі пробірки налліть по 5 мл тих самих розчинів. Помістить пробірки в стакан з водою, нагрійте на 100 вище, ніж в попередньому досліді. Злийте розчини і спостерігайте за який час з’явиться помутніння. Повторіть дослід, підняв температуру ще на 100.
Результати досліду запишіть у таблицю №2 і накресліть графік у координатах V =f (t0).
Таблиця №1
№ досліду |
Температура досліду, t0 C |
Час до появи помутніння τ, с |
Відносна швидкість реакції, V=1/τ, (с-1) |
1 2 3 |
|
|
|
Дослід №3. Каталітичне відновлення марганцевокислого калію.
У колбу налити 15 мл 2Н розчину сірчаної кислоти і 0,5 мл розчину КмnO4. Після перемішування розчин порівну розлити в три пробірки. В першу – додайте 0,5 мл 1Н розчину KNO3 і покладіть гранулу цинку. В другу – покладіть тільки гранулу цинку. Третю залиште для порівняння.
Спостерігайте, в якій пробірці розчин марганцевокислого калію швидше знебарвлюється. Запишіть рівняння реакції у відсутності каталізатора, а також рівняння каталітичної реакції з утворенням проміжної сполуки KNO2.
Дослід №4. Вплив зміни концентрації реагуючих речовин на рівновагу хімічної реакції.
У чотири пробірки внесіть по 1 мл розведеного 0,0025Н розчину хлориду тривалентного заліза FeCl3 і роданіда калія KSCN. Одну з пробірок з отриманим розчином зберігайте для порівняння результатів досліду (еталон). В решту пробірок додати такі реактиви: в першу – 1 мл насиченого розчину KSCN, в другу – 1 мл насиченого розчину FeCl3, в третю – декілька кристалів КСІ. Порівняти інтенсивність кольору отриманих розчинів з інтенсивністю кольору еталону. Скласти рівняння відповідної оборотної реакції і написати вираз для константи рівноваги.
Як змінюється інтенсивність забарвлення розчину і в якому напрямку зрушується рівновага системи при додаванні розчинів FeCl3, KSCN і кристалів КСІ.