WWW.NEW.Z-PDF.RU
БИБЛИОТЕКА  БЕСПЛАТНЫХ  МАТЕРИАЛОВ - Онлайн ресурсы
 

Pages:     | 1 || 3 |

«по дисциплине «Общая и неорганическая химия» Направление 240100 (18.03.01) Химическая технология Профиль (направленность) Технология электрохимических производств и ...»

-- [ Страница 2 ] --

Тепловые эффекты реакций определяют как экспериментально, так и с помощью термохимических расчетов. Абсолютные значения внутренней энергии и энтальпии определить невозможно. Однако для термохимических расчетов это несущественно, т.к. здесь представляет интерес энергетический эффект процесса, т.е .

изменение состояния системы – изменение значений U и H (U и Н) .

При экзотермических реакциях теплота выделяется, т.е. уменьшается энтальпия, или внутренняя энергия системы, и значения Н и U для них отрицательны .

При эндотермических реакциях теплота поглощается, т.е. Н и U системы возрастают, а Н и U имеют положительные значения (это значит, что продукт реакции менее устойчив, чем исходное вещество) .

Для того, чтобы можно было сравнивать энергетические эффекты различных процессов, термохимические расчеты обычно относят к 1 моль вещества и условиям, принятым за стандартные. За стандартные принимают давление 101325 Па и температуру 25 оС (298,15 К). Стандартные тепловые эффекты принято обозначать H 298 (U 298 ) .

–  –  –

Энтальпии образования известны примерно для 4000 веществ в различных агрегатных состояниях. Это позволяет чисто расчетным путем установить энергетические эффекты самых разнообразных процессов .

Большинство процессов представляет собой два одновременно происходящих явления: передачу энергии и изменение в упорядоченности расположения частиц относительно друг друга .

Частицам (атомам, ионам) присуще стремление к беспорядочному движению, поэтому система стремится перейти из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное .

Так, если, например, баллон с газом соединить с сосудом, то газ из баллона будет распределяться по всему объему сосуда. При этом система из более упорядоченного состояния (с меньшим беспорядком) переходит в состояние менее упорядоченное (с большим беспорядком) .

Количественной мерой беспорядка является энтропия S .

Или другими словами: энтропия – мера неупорядоченности системы.

Ее представляют как логарифмическое выражение вероятности существования вещества или различных его форм:

S к ln W, где S – энтропия, к R

- коэффициент пропорциональности (к – постоянная БольN цмана), W – термодинамическая вероятность существования вещества или какойлибо его формы, т.е. число возможных микросостояний, соответствующих данному макросостоянию вещества .

При переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное энтропия возрастает (S 0).

Чтобы оценить изменение энтропии при переходе из состояния 1 в состояние 2 необходимо, как обычно, из величины какоголибо свойства, характеризующего конечное состояние, вычесть величину того же свойства, характеризующего начальное состояние:

W2 S S 2 S1 к ln W2 к ln W1 к ln .

W1 II закон термодинамики: в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает, т.е. S 0 .

Переход же системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное связан с уменьшением энтропии, и самопроизвольное протекание подобного процесса менее вероятно. Так, ясно, что в рассматриваемом примере невероятно, чтобы газ самостоятельно собрался в баллоне .

В случае перехода системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное энтропия системы уменьшается (S 0) .

Нетрудно понять, что энтропия возрастает при переходе жидкости в пар, при растворении кристаллического вещества, при расширении газов и т.д. Во всех этих случаях наблюдается уменьшение порядка в относительном расположении частиц .

Наоборот, в процессах конденсации, кристаллизации веществ энтропия уменьшается .

Вероятность существования различных соединений вещества (газ, кристаллическое, жидкое) можно описать как некоторое свойство и количественно выразить значением энтропии S. [Энтропия может измеряться в энтропийных единицах 1 э.е .

= 1 кал/(мольград.) = 4,1868 Джмольград.] Энтропии веществ, как и энтальпии их образования, принято относить к определенным условиям. Обычно это стандартные условия. Энтропию в этом случае обозначают S 298 и называют стандартной .

–  –  –

Если в реакции участвуют только твердые и образуются только твердые вещества или число молей газообразного вещества не изменяется, то изменение энтропии в ходе ее очень незначительно .

В стандартных условиях энтропия простого вещества не равна нулю .

III закон термодинамики: энтропия чистых веществ, существующих в виде идеальных кристаллов при температуре 0 К, равна нулю .

Стремление системы к возрастанию энтропии называют энтропийным фактором. Этот фактор тем больше, чем выше температура. Количественно энтропийный фактор оценивается произведением Т· S .

Стремление системы к понижению потенциальной энергии называют энтальпийным фактором. Количественно эта тенденция системы выражается через тепловой эффект процесса, то есть значением Н .

Самопроизвольно, то есть без затраты работы извне, система может переходить из менее устойчивого состояния в более устойчивое .

В химических процессах одновременно действуют две тенденции: стремление частиц объединиться за счет прочных связей в более сложные, что уменьшает энтальпию системы, и стремление частиц разъединяться, что увеличивает энтропию .

Иными словами, проявляется действие двух прямо противоположных факторов – энтальпийного ( Н ) и энтропийного (Т· S ).

Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций в процессах, протекающих при постоянных Т и р, отражает изменение энергии Гиббса G (или изобарно–изотермического потенциала):

G H TS .

Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности или невозможности осуществления процесса.

Условием принципиальной возможности являются неравенство:

G 0 (условие самопроизвольности) .

Иными словами, самопроизвольно протекают реакции, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном .

Увеличение энергии Гиббса ( G 0 ) свидетельствует о невозможности самопроизвольного осуществления процесса в данных условиях .

Если же G 0, то система находится в состоянии химического равновесия .

В соответствии с уравнением G H TS самопроизвольному протеканию процесса способствует уменьшение энтальпии и увеличение энтропии системы, то есть когда Н 0 и S 0 .

При других сочетаниях Н и S возможность процесса определяют либо энтальпийный, либо энтропийный фактор .

Рассмотрим две следующие реакции:

1) СаО СО2 СаСО3 кДж Дж кДж Н х. р. 177,88 ; S 298 160,48 ; G 130,22 ;

град моль моль моль

–  –  –

2HgO) с повышением температуры отрицательное значение G уменьшается; в этом случае высокотемпературный режим препятствует протеканию процесса. При соответствующей температуре G приобретает положительное значение, и реакция должна протекать в обратном направлении. Если же при протекании процесса энтропия системы не изменяется С О2 СО2, то значение G реакции от температуры практически не зависит .

При высоких температурах самопроизвольно можут протекать реакции, сопровождающиеся увеличением энтропии, при низких температурах – только экзотермические реакции .

Процессы, протекающие с уменьшением энтальпии ( Н 0 ) и увеличением энтропии ( S 0 ), практически необратимы. В этом случае G всегда будет иметь отрицательное значение, какую бы температуру не применяли. Так, для реакции 2КClO3 = 2KCl+3O2 кДж кДж Н х. р. 89,4, S 298 494,3, G 0 при любой температуре .

моль град моль Под стандартной энергией Гиббса образования G f понимают изменение энергии Гиббса при реакции образования 1 моля вещества в стандартных условиях из простых веществ, находящихся в стандартном состоянии .

Стандартная энергия Гиббса образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях, равна нулю .

Изменение энергии Гиббса, как и изменение энтальпии системы, не зависит от пути процесса. Поэтому для реакции вида аА вВ... dD eE.. .

изменение стандартной энергии Гиббса G х. р. равно разности между суммой стан

–  –  –

процесса в нестандартных условиях следует принять условие G 0 0, а критерием принципиальной невозможности осуществления процесса - неравенство G 0 .

Равенство Gх0. р. 0 означает, что система находится в равновесии .

Во многих случаях значениями Gх0. р. можно пользоваться лишь для приближенной оценки направления протекания реакций .

Чем отрицательнее значение Gt0 вещества, тем данное химическое соединение устойчивее. И наоборот, чем положительней Gt0, тем менее устойчиво данное вещество .

Gt0 из- Состояние Gх. р., ккал/моль

–  –  –

вычислить Gх. р. 0 для десятков тысяч реакций, в том числе предполагаемых и не изученных экспериментально .

В складских помещениях сосредоточены большие количества разнообразных по ассортименту и физико–химическим (в том числе и пожароопасным) свойствам веществ. При нарушении правил хранения возможно образование смесей, способных к экзотермическим реакциям. Такие смеси представляют значительную пожарную опасность. Одни смеси, образованные при контакте негорючего окислителя с горючим, самовозгораются (KMnO4+глицерин; CrO3+ацетон). Другие смеси воспламеняются или взрываются от удара, трения или нагревания (KClO3+сера). Третьи смеси, образованные из негорючих компонентов, при взаимодействии нагревается от теплоты реакции (CaO+вода) или взрываются (KClO3+H2SO4) .

Пожарную опасность веществ и их смесей можно определить по энергии Гиббса G х0. р., которая является мерой реакционной способности веществ. Как было показано ранее, реакции между веществами, сопровождающиеся большой потерей энергии Гиббса, протекают самопроизвольно и до конца, иногда приобретают взрывной характер. В этих реакциях энергия Гиббса отрицательна, то есть в исходном состоянии системы (реагирующих веществ) она больше, чем в конечном (продуктов реакции) .

Ориентировочно за величину, определяющую направленность процесса, принимают значение 41,8 кДж/моль. Если для реакции расчетом получено Gх. р. 41,8кДж / моль, то реакция возможна не только в стандартных, но и в нестандартных условиях .

Если Gх0. р .

41,8кДж / моль, то процесс невозможен как в стандартных, так и в иных условиях. По изменению энергии Гиббса от -41,8 до 41,8 кДж/моль нельзя сделать заключения о возможности протекания процесса в стандартных условиях, но вещества относятся к пожароопасным, хотя эти свойства у них появляются в условиях, отличных от стандартных (например, во время пожара) .

Если для веществ по расчету получено Gх0. р. 0, то вещества, участвующие в реакции, пожароопасны и несовместимы. К совместному хранению такие вещества не допускаются. При Gх0. р. 41,8кДж / моль вещества совместимые и допускаются к совместному хранению .

Возможность использования энергии Гиббса для оценки пожарной опасности вещества подтверждается следующими примерами .

Пример 1. Определить пожарную опасность разложения твердого окислителя KMnO4 при нагревании. Разложение вещества идет по схеме:

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 .

Решение. Из справочника термодинамических величин находим Gt0 веществ, кДж/моль:

– 729,6 KMnO4

– 1169,2 K2MnO4

– 467 MnO2

Находим G х. р. :

о

–  –  –

Из расчета на один моль ацетона:

-1826,1 кДж/моль - 41,8 кДж/моль – возможен самопроизвольный процесс в стандартных условиях .

Эксперимент показывает, что контакт этих веществ приводит к самовозгоранию и взрыву. Следовательно, совместное хранение этих веществ с точки зрения пожарной безопасности недопустимо .

Литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1978. – С. 183-201 .

2. Карапетьянц М.Х. Введение в теорию химических процессов. – М.:

Высшая школа, 1981. – С. 7-75

3. Шиманович И.В., Павлович М.Л., Тикавый П.Ф., Малашко П.М. Общая химия в формулах, определениях, схемах. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996 .

– С. 89-102 .

4. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. – М.: Высшая школа, 1991. – 264 С .

5. Воробьев В.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практические и самостоятельные работы по химии. – Мн.: УП «Донарит», 2005. – С. 30-39 .

Тема 5. Химическая кинетика и равновесие в гомогенных системах

Рассматриваемые вопросы:

1. Факторы, влияющие на скорость химической реакции .

2. Энергия активации химических реакций .

3. Цепные реакции .

4. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие .

5. Факторы, влияющие на химическое равновесие .

6. Управление химическими процессами как фактор, обеспечивающий пожаровзрывобезопасность химических производств .

Химической кинетикой называется учение о скорости химических реакций и ее зависимости от различных факторов (концентрации реагентов, t, Р, катализатора и т.д.) .

Химические реакции протекают с различной скоростью. Одни реакции заканчиваются в течение долей секунды (разложение взрывчатых веществ), другие – продолжаются минутами, часами, сутками, третьи – длятся десятки, сотни, тысячи лет (процессы, протекающие в земной коре) .

Скорость конкретной реакции тоже может изменяться в широких пределах в зависимости от условий ее протекания (смесь водорода и кислорода при обычной температуре может сохраняться без изменений неограниченное время; при введении в нее соответствующего катализатора она реагирует весьма бурно; при 630 °С она реагирует и без катализатора) .

Фазой называется часть системы, отличающаяся по своим физическим и химическим свойствам от других частей системы и отделенная от них поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы резко меняются .

Системы, состоящие из одной фазы, называются гомогенными, из нескольких фаз – гетерогенными. Соответственно реакции, в которых взаимодействующие вещества находятся в одной фазе, называются гомогенными, а реакции, в которых вещества соединяются в различных фазах – гетерогенными .

Скорость гомогенной химической реакции принято выражать изменением концентрации реагирующих веществ или образовывающихся продуктов реакции в единицу времени. Концентрации исходных веществ в ходе реакции уменьшаются, а концентрации продуктов реакции возрастают во времени. Скорость гомогенной химической реакции по мере израсходования исходных веществ уменьшается .

Средняя скорость реакции vср в интервале времени от t1 до t2 определяется соотношением:

C 2 C1 моль v v t 2 t1 cp лс ; .

–  –  –

Рис. 5.1. Изменение концентрации исходных веществ во времени .

Мгновенная скорость – это скорость реакции в данный момент времени t .

Она определяется производной от концентрации по времени:

–  –  –

Рис. 5.2. Изменение концентрации реагирующих веществ во времени .

Скорость реакции всегда считается положительной. Если при расчетах берем изменение концентрации исходных веществ, то в указанном выражении ставится знак «-»; если это касается продуктов реакции, то следует принимать знак «+» .

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

природа реагирующих веществ;

1 .

концентрация реагентов;

2 .

температура;

3 .

катализаторы;

4 .

дисперсность (для твердых веществ);

5 .

кислотность среды (для реакции в растворах);

6 .

форма реактора (для цепных реакций);

7 .

интенсивность освещения видимыми или УФ-лучами (для фотохимических реакций);

9. интенсивность облучения -лучами (для радиационно – химических реакций) и т.д .

Природа реагирующих веществ 2NO + O2 = 2NO2 – идет при стандартных условиях .

2CO + O2 = 2CO2 – не реагирует при стандартных условиях, хотя чисто внешне уравнения данных реакций похожи, но природа веществ различна .

Концентрация реагентов Необходимой предпосылкой взаимодействия веществ является столкновение молекул. Число столкновений, а значит и скорость химической реакции, зависит от концентрации реагирующих веществ: чем больше молекул, тем больше и столкновений .

Закон действующих масс Для реакции аА + вВ сС скорость прямой реакции

–  –  –

Влияние температуры на скорость гомогенных реакций Повышение температуры увеличивает скорость движения молекул и вызывает, соответственно, возрастание числа столкновений между ними. Последнее влечет за собой и повышение скорости химической реакции .

В количественном отношении влияние температуры на скорость гомогенных химических реакций может быть выражено в приближенной форме правилом ВантГоффа:

повышение температуры на 10° увеличивает скорость гомогенных химических реакций примерно в 24 раза .

–  –  –

того, чтобы молекулы прореагировали, им необходимо преодолеть некоторый энергетический барьер .

В соответствии с изложенным изменение энергии системы А+В при ее превращении в S может быть графически представлено следующим образом (рис. 5.4.) Молекула S образуется из А и В в результате перераспределения атомов и химических связей. Для образования молекулы S активированные молекулы А и В при столкновении вначале образуют активированный комплекс АВ, внутри которого и происходит перераспределение атомов. Энергия, необходимая для возбуждения молекулы до энергии активирования комплекса, называется энергией активации Еа .

Н АВ

–  –  –

Рис. 5.4. Диаграмма изменения энтальпий для эндотермических (а) и экзотермических (б) процессов .

На рисунке а) видно, что продукты реакции обладают большим запасом энергии, чем исходные вещества, то есть реакция А + В S эндотермическая. Разность между энергией продуктов реакции и исходных веществ является тепловым эффектом реакции Н .

Соответствующий график для экзотермической реакции С + Д Р представлен на рисунке б) .

Взаимосвязь между константой скорости реакции k и энергией активации Еа определяется уравнением Аррениуса:

–  –  –

кДж E a 40 100 - реакции с измеряемой скоростью моль (Н2SO4 + Na2S2O3 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O);

кДж Ea 100 - «медленные» реакции моль (синтез NH3 при обычных температурах) .

Путь реакции может быть изменен введением в систему катализаторов .

Катализаторами называются вещества, которые влияют на скорость химической реакции, но их химический состав сохраняется после промежуточных стадий. Влияние катализаторов на скорость химических реакций называется катализом .

Катализаторы могут снижать энергию активации, направляя реакцию по новому пути. Снижение энергии активации приводит к возрастанию доли реакционноспособных частиц и, следовательно, к ускорению процесса взаимодействия. Катализаторы, ускоряющие реакцию, называются положительными. Известны также отрицательные катализаторы (ингибиторы). Они замедляют реакцию, связывая активные промежуточные молекулы или радикалы, и тем самым препятствуют протеканию реакции .

Катализаторы делятся на гомогенные и гетерогенные. Гомогенные находятся в одном и том же агрегатном состоянии хотя бы с одним из реагентов .

Гомогенный катализ осуществляется чаще всего через образование неустойчивых промежуточных продуктов. Например, реакция А + В С требует большой энергии активации Еа. В присутствии катализатора протекают реакции А + К АК и АК + В С + К, где К – катализатор .

АВ Е

–  –  –

Если наибольшая из энергий активации Еа' и Еа'' для этих последовательных реакций меньше, чем энергия активации для реакции без катализатора Еа, то катализатор является положительным .

Пример гомогенного катализатора:

SO2 + O2 = SO3 - почти не идет;

2NO + O2 = NO2 - промежуточное состояние;

SO2 + NO2 = SO3 + NO – активно протекающая реакция (нитрозный способ серного ангидрида, а из него – серной кислоты) .

Цепные реакции .

Реакции протекающие с участием свободных радикалов, называются цепными. Радикал – короткоживущая валентноненасыщенная частица .

Различают два типа цепных реакций:

с неразветвленными цепями;

с разветвленными цепями .

К первому типу относится фотохимический синтез HCl. Цепь возникает в результате образования атомов – радикалов. ЕCl-Cl =58,0 ккал/моль; ЕН-Н = 104,2 ккал/моль .

зарождение цепи Cl2 + h = 2Cl Н 2 Сl HCl H H Cl2 HCl Cl развитие цепи H 2 Cl HCl H ………………………… .

H H H2 обрыв цепи Cl Cl Cl 2 За счет внешнего источника энергии (свет, электрический разряд, нагревание, воздействие -, - или - излучения) образуются свободные радикалы или атомы, обладающие свободными валентностями. Они взаимодействуют с молекулами. В каждом звене цепи вновь образуется новая активная частица. Путем повторения одних и тех же элементарных процессов происходит протекание цепной реакции. Ее продолжительность может быть очень большой. В приведенной выше реакции на каждый поглощенный квант образуется до 100 тыс. молекул НСl. Столкновение двух одинаковых радикалов при условии, что выделяющаяся при этом энергия может быть отдана третьему телу, приводит к обрыву цепи. Причиной обрыва может служить не только рекомбинация свободных радикалов, но и их захват стенкой реакционного сосуда, взаимодействие радикала с примесями, а также образование малоактивного радикала (обрыв в объеме). Поэтому скорость цепной реакции очень чувствительна к наличию посторонних частиц и форме сосуда .

В разветвленных цепных реакциях единичная реакция одного свободного радикала приводит к возникновению более чем одного нового свободного радикала .

Н О2 ОН О ОН Н 2 Н 2О Н ( I ) O H 2 OH H ( II ) Образующиеся в реакции I радикалы обеспечивают развитие неразветвленной цепи, а атом кислорода, обладающий двумя свободными валентностями (реакция II), образует два радикала, начинающих разветвление. Возникает огромное количество свободных радикалов.

«Размножение» радикалов приводит к лавинообразному течению процесса, которое может вызвать взрыв:

–  –  –

Химические реакции делятся на обратимые и необратимые Химически необратимые реакции при данных условиях идут практически до конца, до полного расхода одного из реагирующих веществ (NH4NO3 2H2O + N2O

– никакая попытка получить нитрат из Н2О и N2O не приводит к положительному результату) .

Химически обратимые реакции протекают одновременно при данных условиях как в прямом, так и в обратном направлении. Необратимых реакций меньше, чем обратимых.

Примером обратимой реакции служит взаимодействие водорода с иодом:

Н 2 I 2 2HI <

–  –  –

Химическим равновесием называется состояние системы, при котором скорость образования продуктов реакции равна скорости их превращения в исходные реагенты .

Химическое равновесие является динамическим, то есть его установление не означает прекращения реакции .

Признаки истинного химического равновесия:

1. состояние системы остается неизменным во времени при отсутствии внешних воздействий;

2. состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий, сколь малы бы они ни были;

3. состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию .

На основании равенства скоростей прямой и обратной реакций при равновесии можно записать:

k пр HI Kс .

k обр H2 I2 Таким образом видим, что при установившемся равновесии произведение концентраций продуктов реакции, деленное на произведение концентраций исходных веществ, в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам, для данной реакции при данной температуре представляет собой постоянную величину, называемую константой равновесия .

–  –  –

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 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 .

N 2 O2 2 NO .

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 равное количество раз .

Поэтому смещения химического равновесия при этом не происходит .

vпр kпр 2 N 2 2O2 4kпр N 2 O2 4vпр '

–  –  –

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 .

3 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 .

–  –  –

Тема 6. Характеристики и свойства истинных растворов

Рассматриваемые вопросы:

1. Водные растворы. Способы выражения состава растворов .

2. Разбавленные растворы неэлектролитов .

В широком смысле растворы бывают газообразными, жидкими, твердыми .

Примером газообразного раствора может служить воздух, жидкого – раствор сахара в воде, твердого – многочисленные сплавы металлов .

Раствором называется гомогенная система, состоящая из двух или более независимых компонентов, соотношение между которыми может изменяться .

Один из компонентов раствора считается растворителем, остальные – растворенными веществами .

Растворителем считается то вещество, количество которого преобладает в данной системе. С этой точки зрения, воздух – это раствор кислорода, паров воды, углекислого газа и благородных газов в азоте, так как содержание азота в воздухе составляет 78% (об.). Этиловый или метиловый спирты неограниченно смешиваются с водой. Поэтому в зависимости от соотношения количества спирта и воды эта система может быть раствором спирта в воде или раствором воды в спирте. Электролиты (вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток) в растворах, например, серная кислота в воде, всегда рассматриваются как растворенные вещества независимо от их количества .

Вода остается пока наиболее важным и распространенным растворителем, хотя в последние годы все большее значение приобретают неводные растворители .

Вода – химическое соединение кислорода с водородом, отвечающее в парообразном состоянии формуле Н2О (11,9 % масс. водорода и 88,81 % масс. кислорода) .

Природная вода, как правило, содержит те или иные примеси. Наиболее чистой природной водой считается дождевая. Однако и она содержит растворенные атмосферные газы (О2, СО2 и т.д.), некоторые твердые вещества (NaCl, нитраты и т.д.), микроорганизмы, частички пыли и т.п. В среднем в 1 литре дождевой воды растворено около 34 мг примесей (солей соляной, азотной, сернистой кислот, аммониевых солей) .

В морской воде в 1 литре в среднем находится около 35 г растворенных солей (NaCl, MgCl2, MgSO4, CaSO4, KCl) .

Вода, очищенная от нелетучих растворенных веществ перегонкой, называется дистиллированной .

Вода – самое распространенное огнетушащее вещество, что связано с ее особенностями:

1. Н2О – высший оксид водорода, не подвергающийся дальнейшему окислению .

2. Процесс фазового перехода жидкость-пар является эндотермическим, что вызывает значительное снижение температуры в зоне горения при ее испарении .

3. Аномально высокая теплоемкость требует значительного подвода тепла для ее нагревания до 100°, т.е. до температуры кипения .

4. Вода обладает хорошей смачивающей способностью по отношению ко многим поверхностям, хорошей растворяющей способностью по отношению ко многим веществам, что дает возможность улучшать ее огнетушащие свойства введением в ее состав различных веществ (ПАВов, солей, щелочных металлов и т.д.) .

5. Основным механизмом огнетушащего действия воды является охлаждение зоны горения .

Свойства воды, ограничивающие ее использование .

1. Расширение воды при замерзании. При давлении в 1 атм. вода при 0 °С превращается в лед. Наибольшая плотность воды при 4 °С. Плотность воды при этой температуре и давлении 1 атм. принята за единицу плотности жидких и твердых веществ. Плотность льда при 0 °С составляет 0,9168 г/см3, т.е. он легче жидкой воды .

2. Термическая деструкция, сопровождающаяся выделением кислорода и водорода (при температуре выше 1000 °С) .

3. Химическая активность по отношению к щелочным металлам и некоторым другим веществам .

4. Электропроводность воды (совершенно чистая вода электрический ток не проводит) .

Молекула воды имеет угловое строение: входящие в состав ядра образуют равнобедренный треугольник, в основании которого находятся два протона, а в вершине – ядро атома кислорода. Из восьми электронов, составляющих внешний электронный слой атома кислорода в молекуле воды. .

Н : О : Н две электронные пары образуют две ковалентные связи О-Н, остальные четыре электрона представляют собой две неподеленные электронные пары .

Атом кислорода в молекуле воды находится в состоянии sp3–гибридизации .

Поэтому валентный угол НОН (104,3°) близок к тетраэдрическому (109,5°). Электроны, образующие связи О-Н, смещены к более электроотрицательному атому кислорода. В результате атомы водорода приобретают эффективные положительные заряды, и на этих атомах создаются два положительных полюса. Центры отрицательных зарядов неподеленных электронных пар атома кислорода, находящиеся на гибридных sp3-орбиталях, смещены относительно ядра атома и создают два отрицательных полюса .

В жидкой воде происходит ассоциация молекул за счет образования водородных связей. В воде атом кислорода каждой молекулы участвует в образовании двух водородных связей с соседними молекулами воды согласно схеме В окислительно– восстановительных реакциях вода играет, как правило, роль среды. Под действием сильных восстановителей при обычной температуре, а в остальных случаях при повышенной температуре, вода проявля- ет окислительные свойства, например, окисляет щелочные и щелочноземельные металлы (на холоду), железо, углерод и др. (при температуре накаливания). При взаимодействии с сильными окислителями (фтор, хлор, электрический ток и т.д.) вода склонна проявлять восстановительные свойства .

Растворы однородны в различных частях объема. Растворение вещества часто происходит с выделением или поглощением тепла, иногда с изменением объема (при смешении 1 л С2Н5ОН и 1 л Н2О объем полученного раствора равен 1,93 л при 25 °С). В водном растворе происходит образование гидратов, которые являются сравнительно непрочными соединениями растворенных частиц и растворителя (например, безводный CuSO4 – белое вещество, при его растворении в воде образуется голубой раствор. Окраска раствора обусловлена гидратированными ионами меди). Гидратированные частицы иногда настолько прочны, что при выделении растворенного вещества из раствора в твердую фазу молекулы воды входят в состав кристаллов (так, при выпаривании водного раствора сульфата меди в твердую фазу выделяется соль CuSO4·5H2O, в которой вода называется кристаллизационной) .

Гидратация обусловлена силами межмолекулярного воздействия между растворенным веществом и растворителем .

Наибольшая взаимная растворимость достигается тогда, когда эти силы имеют подобный характер. Неполярные или малополярные соединения хорошо растворимы в неполярных и малополярных растворителях и менее растворимы в высокополярных растворителях (так, СО (малополярное соединение) хорошо растворим в бензоле (неполярное соединение) и ограниченно растворим в воде (полярное соединение)). Вода является хорошим растворителем полярных соединений (NH3, C2H5OH) .

Растворение – процесс обратимый: в зависимости от условий происходит или растворение, или выделение из раствора растворенного вещества. Вследствие обратимости процесса растворения к нему применим принцип Ле Шателье. Если растворение вещества происходит с поглощением теплоты, то повышение температуры приводит к увеличению растворимости. Наоборот, если при растворении вещества теплота выделяется, то повышение температуры приведет к уменьшению растворимости. В большинстве случаев растворимость солей возрастает с повышением температуры, для одних умеренно (NaCl), а для других весьма сильно (KNO3, AgNO3), и лишь в отдельных случаях растворимость уменьшается .

Насыщенным называется раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой растворенного вещества и содержащий максимально возможное при данных условиях его количество (имеет место динамическое равновесие) .

Раствор, концентрация которого ниже концентрации насыщенного раствора, называется ненасыщенным. В таком растворе можно при тех же условиях растворить дополнительное количества вещества. Существуют и пересыщенные растворы, которые содержат вещества больше, чем это следует из его растворимости при данных условиях (получаются путем охлаждения растворов, полученных при более высоких температурах. Такие растворы метастабильны. «Затравки» в виде кристаллов или потирание стеклянной палочки о стенку сосуда вызывают бурную кристаллизацию вещества) .

Растворы, содержащие большое количество растворенного вещества, называются концентрированными, а с малым содержанием растворенного вещества – разбавленными .

–  –  –

Второй закон Рауля Наряду с понижением давления пара изменяются также температуры кипения и замерзания указанных растворов. Растворы кипят при более высокой температуре, а замерзают – при более низкой, по сравнению с соответствующими температурами для чистого растворителя .

При кипении давление пара жидкости становится равным внешнему давлению. Из-за понижения давления пара раствора его надо нагреть до более высокой температуры, чем растворитель, чтобы давление его пара достигло внешнего давления и раствор мог закипеть .

Для выделения кристаллов льда из раствора последний должен быть охлажден до некоторой температуры, лежащей ниже температуры замерзания воды .

Таким образом, при растворении в воде вещества пределы жидкого состояния раствора расширены по сравнению с растворителем на число градусов, равное сумме повышения температуры кипения раствора tкип. и понижения его температуры замерзания tзам.. Значения величин tкип. и tзам пропорциональны моляльности раствора. Одномоляльные растворы различных веществ (неэлектролитов) характеризуются определенной для данного растворителя величиной повышения температуры кипения и, соответственно, понижения температуры замерзания .

Повышение температуры кипения одномоляльного раствора называется эбулиоскопической постоянной растворителя Екип, а понижение температуры замерзания – криоскопической постоянной растворителя Езам.

Таким образом, в соответствии со вторым законом Рауля повышение температуры кипения или понижение температуры замерзания разбавленных растворов неэлектролитов пропорциональны числу частиц растворенного вещества и не зависят от его природы:

tкип = Екип · m, tзам = Езам · m;

где Екип и Езам – коэффициенты пропорциональности, соответственно - эбулиоскопическая и криоскопическая константы, зависящие только от природы растворителя .

Для воды Езам = 1,86; Екип = 0,516; m – моляльность раствора .

Для случая, когда g г неэлектролита, молярная масса которого М, растворены в А г растворителя можно записать:

g 1000 g 1000 g 1000 t кип Eкип t зам Езам m и MA ; MA .

MA Из этого выражения видно, что в соответствии с физическим смыслом эмбулиоскопической и криоскопической констант tкип = Екип. и tзам. = Езам, когда g = М и А = 1000 г .

Осмотическое давление Если раствор и растворитель разделены полупроницаемой (т.е. проницаемой только для растворителя) мембраной, то растворитель проникает в раствор, преодолевая избыточное давление, до достижения равновесного его значения – осмотического давления .

–  –  –

Рассматриваемые вопросы:

1. Электролитическая диссоциация и причины ее возникновения .

2. Сильные и слабые электролиты .

3. Гидролиз солей .

Электролитами называются вещества, которые в расплавленном или растворенном состоянии проводят электрический ток .

Теорию электролитической диссоциации разработал Сванте Аррениус. Предложенная им теория объяснила поведение и многие свойства электролитов .

Согласно этой теории молекулы электролита в воде или другой среде, характеризующейся большой диэлектрической проницаемостью*, распадаются на ионы – положительные (катионы) и отрицательные (анионы) .

Диэлектрическая проницаемость характеризует поляризацию диэлектриков под действием * электрического поля Е .

Процесс распада вещества на ионы получил название электролитической диссоциации. Для слабых электролитов она протекает обратимо и выражается следующим примерным уравнением КА К++А- .

К электролитам относятся вещества, в молекулах которых атомы связаны сильно полярной или ионной химической связью .

По современным представлениям электролитическая диссоциация в растворе происходит в результате сложного физико–химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителя .

Взаимодействие ионов с полярными молекулами растворителя называется сольватацией (для водных растворов - гидратацией) ионов. Сольватация приводит к образованию в растворе ассоциаций между ионами (катионами и анионами) и молекулами растворителя.

Процесс растворения вещества К+А- в воде, являющегося соединением с типичной ионной связью, может быть записан следующим образом:

К А хН 2О К ( Н 2О) к А ( Н 2О) а .

твердое жидкий раствор вещество растворитель

Электролитическая диссоциация полярных молекул (КА) в растворе происходит вследствие ослабления связи, вызванного действием полярных молекул растворителя:

КА + хН2О К+(Н2О)к + А-(Н2О)а .

Ассоциации К+(Н2О)к и А-(Н2О)а представляют собой гидратированные катионы и анионы .

–  –  –

действия между зарядами l1 и l2, r расстояние между центрами ионов, – диэлектрическая проницаемость растворителя. Для воды при 20° = 80, то есть сила притяжения ионов в водном растворе ослабляется в 80 раз .

Если в растворе дополнительно могут возникнуть еще и водородные связи между молекулами растворителя и атомом водорода растворенного вещества, то процесс диссоциации протекает еще более эффективно .

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называется соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием гидратированных водородных ионов (гидроксоний-ионов) и кислотного остатка:

НА Н 2О Н 3О А ( Н 2О) А, где Н3О+ - ион гидроксония .

Все общие свойства кислот (кислый вкус, способность изменять окраску индикаторов и т.д.) принадлежат иону гидроксония .

Основанием называется соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием отрицательных гидроксид–ионов ОН-:

МеОН + хН2О Ме+(Н2О)к + ОН- + (х-к)Н2О, где Ме+ - одновалентный катион .

Все общие свойства растворимых оснований (щелочно–мыльный вкус, способность определенным образом изменять окраску индикаторов и т.д.) принадлежат гидроксид–иону .

С точки зрения электролитической диссоциации соли можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты и основания:

х(кислота) + у(основание) соль + вода, где х и у – переменное количество эквивалентов взаимодействующих между собой кислот и оснований .

В зависимости от соотношения х и у различают следующие виды солей, диссоциирующих в водных растворах по схеме:

при х у – кислые соли 2H2SO4 + Mg(OH)2 Mg(HSO4)2 + 2H2O;

Mg(HSO4)2 Mg2+ + 2HSO4- ;

при х = у – средние (нормальные) соли H2SO4 + Mg(OH)2 MgSO4 + 2H2O;

MgSO4 Mg2+ + SO42-;

при х у – основные соли H2SO4 + 2Mg(OH)2 (MgOH)2SO4 + 2H2O;

(MgOH)2SO4 2MgOH+ + SO42-;

Как правило, все соли относятся к сильным электролитам .

Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы на ионы .

В воде, являющейся растворителем, статистически равномерно распределяются полностью гидратированные катионы и анионы сильного электролита. Электростатическое взаимодействие между ионами ослабляется до минимума большими расстояниями между ними и гидратными оболочками, выполняющими экранирующую роль .

В отличие от сильных электролитов диссоциация слабых электролитов протекает обратимо и устанавливается равновесие .

Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован рядом величин: степенью электролитической диссоциации, константой электролитической диссоциации К и др .

Степень электролитической диссоциации – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества в растворе .

может измеряться в долях единицы или в процентах. = 0, если диссоциация отсутствует; = 1 или = 100 % при полной диссоциации электролита .

К процессу электролитической диссоциации, как к обратимому процессу, можно применять принцип Ле Шателье и выявить влияние внешних факторов на состояние равновесия, приводящее к изменению значения .

Для смещения равновесия К+А- + хН2О К+(Н2О)к + А-(Н2О)а слева направо, то есть в сторону диссоциации, необходимо увеличить массу растворителя.

Это означает, что:

диссоциация слабых электролитов проходит эффективнее в разбавленных растворах, чем в концентрированных. Иными словами, возрастает с уменьшением концентрации электролита в растворе и принимает максимальное значение = 1 в бесконечно разбавленном растворе .

так как процесс диссоциации является эндотермическим, то степень диссоциации слабого электролита в водных растворах будет увеличиваться с повышением температуры .

–  –  –

Ионообменные реакции Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменения зарядов ионов, входящих в соединения, называются ионообменными реакциями .

Правило Бертолле: равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений .

В соответствии с этим направление реакций ионного обмена определяется следующим эмпирическим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования осадков, газов, слабых электролитов, комплексных ионов .

–  –  –

Водородный показатель Водные растворы различных соединений могут давать кислую, щелочную или нейтральную реакцию. Реакция среды зависит от соотношения концентраций ионов гидроксония и гидроксид–ионов в растворе .

Если концентрации этих ионов равны между собой, то есть [Н3О+] = [ОН-], то реакция среды нейтральная. Следовательно, вода принадлежит к типичным амфотерным соединениям, совмещающим кислотные и основные свойства, выраженные в одинаковой степени .

Если концентрация ионов гидроксония больше концентрации гидроксид– ионов, то есть [Н3О+] [ОН-], то реакция среды становится кислой. Кислотность тем выше, чем больше концентрация ионов гидроксония. Если наоборот, концентрация ионов гидроксония меньше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н3О+] [ОН-], то реакция среды становится щелочной. Следовательно, по значению концентрации этих ионов можно количественно охарактеризовать реакцию среды .

Кислотность или основность раствора можно выразить, взяв вместо концентрации ионов водорода ее десятичный логарифм.

Чтобы избавиться от отрицательной степени в значении концентрации ионов водорода, предложено пользоваться отрицательным значением логарифма величины [Н+], названным водородным показателем или рН:

рН = -lg[Н+];

pH [ H ] 10 В практике принимается Kw = 10-14 (22 °С), отсюда [Н+] = 10-7 г-ион/л и рН = 7 .

Соотношения между реакцией среды, концентрациями ионов и значением водородного показателя получаются следующие:

Нейтральная среда [Н3О+] = [ОН-] = 10-7 г-ион/л, рН = 7 .

Кислотная среда [Н3О+] [ОН-] 10-7 г-ион/л, рН 7 .

Щелочная среда [Н3О+] [ОН-] 10-7 г-ион/л, рН 7 .

Это можно представить в виде схемы:

При гидролизе ZnCl2 и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы H, сообщающие ему кислотную реакцию с рН 7 .

Гидролиз СН3СООNH4:

NH4 + CH3COO- + HOH NH4OH + CH3COOH .

Соли этого типа подвергаются гидролизу относительно легко. Реакция и рН раствора определяется относительной силой образующихся оснований и кислот. В рассматриваемом случае константы электролитической диссоциации NH4OH и CH3COOH при 25 С соответственно равны 1,79·10-5 и 1,76·10-5, а поэтому реакция раствора практически нейтральна (рН = 7) .

Процесс гидролиза солей количественно может быть охарактеризован с помощью двух величин: степени гидролиза h, константы гидролиза Кгидр .

Степенью гидролиза называется отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе .

Очевидно, степень гидролиза h может изменяться в следующих пределах:

гидролиз полный отсутствует гидролиз 0 h 1 в долях единицы 0 h 100 в % Константа гидролиза определяет состояние химического равновесия в растворе гидролизированной соли .

Например, для равновесного состояния I ступени гидролиза Na 2CO3 и ZnCl2

Кгидр выразится уравнениями:

НСО3 ОН ; ZnOH H

–  –  –

Изменение температуры также резко влияет на состояние гидролитического равновесия: при повышении температуры степень гидролиза увеличивается, что объясняется резким возрастанием ионного произведения воды .

Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции Окислительно-восстановительными реакциями называются такие реакции, при которых изменяется степень окисления элементов .

Степень окисления элемента в соединениях определяется числом валентных электронов, участвующих в образовании химической связи данного элемента .

Степень окисления элемента считается положительной (Эn+), если при образовании химической связи атом этого элемента передает свои n электронов окружающим его атомам других элементов .

Степень окисления элемента считается отрицательной (Эn-), если при образовании химической связи атом этого элемента получает n электронов от окружающих его атомов других элементов .

Коротко - степень окисления элемента - это его валентность с учетом знака .

Все элементы 1-3 групп таблицы Менделеева при образовании химической связи отдают свои валентные электроны атомам других элементов, поэтому они всегда проявляют положительную степень окисления (Э+-Э3+). Пример: NaCl, CaCl2, AlCl3 .

Все элементы 4-8 групп могут достраивать свою электронную оболочку до 8 за счет атомов других элементов (и тогда они проявляют отрицательную степень окисления Эт- пример-NH3) или передавать свои валентные электроны в пользование окружающих их атомов других элементов (и тогда они проявляют положительную степень окисления Эт+ пример-HNO3) .

В простых веществах степень окисления всякого элемента равна 0 .

Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления +1, (а в гидридах металлов и в некоторых других соединениях она равна -1). Степень окисления кислорода, как правило, равна -2 (и только в OF2 она равна +2, а в H2O2 -1) .

Если при образовании химической связи элемент теряет электроны, то говорят, что он окисляется .

Если при образовании химической связи элемент приобретает электроны, то говорят, что он восстанавливается .

Потеря электронов - окисление, получение электронов - восстановление. Количество теряемых электронов одного элемента всегда должно равняться количеству приобретаемых электронов другого элемента (закон сохранения заряда). Сущность окислительно-восстановительной реакции можно отразить схемой окислитель + восстановитель = новый окислитель + новый восстановитель Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем (Red) .

Вещество, в состав которого входит восстанавливающийся элемент, называется окислителем (Ox) .

Окислительно-восстановительную реакцию можно записать в общем виде так Ox1 + Red1 + (H2O, OH-, H+)= Ox2 + Red2+ (H2O, OH-, H+) В скобках указаны частицы, с участием которых, как правило, протекает большинство окислительно-восстановительных реакций в водных растворах. Поэтому при уравнивании окислительно-восстановительных реакций к обеим частям уравнения прибавляют ионы водорода или молекулы воды, если среда кислая или нейтральная, и ОН- ионы или молекулы воды для щелочных растворов .

Все свободные металлы способны, хотя и в различной степени, проявлять только восстановительные свойства. Если металлу присущи несколько степеней окисления, то восстановительные свойства они проявляют в низшей степени окисления, например, Fe2+, Sn2+, Cr2+, Cu+. Металлы в высшей степени окисления (равной номеру группы), или близкой к ней проявляют только окислительные свойства .

В качестве восстановителей в промышленности используются водород, углерод (в виде угля или кокса) и окись углерода, а также Al, Mg, Na, K, Zn и некоторые другие металлы .

К сильным окислителям принадлежат неметаллы 6 и 7 групп. На практике в качестве окислителей часто используют кислород, хлор и бром, перекись водорода, хлораты (KClO3) и перхлораты (KClO4), перманганаты (KMnO4) и хроматы (Na2CrO4) или бихроматы (K2Cr2O7) и т.д .

Некоторые элементы в промежуточной степени окисления обладают окислительновосстановительной двойственностью, т.е. с окислителями способны проявлять себя как восстановители, а с восстановителями ведут себя как окислители. В качестве примера может служить азотистая кислота 3KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O 2HNO2 + H2S = 2NO + S + 2H2O Вещества, содержащие элемент в промежуточной степени окисления, обладают в ряде случаев еще одним характерным свойством- способностью вступать в реакцию самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).

Пример:

Cl2 + H2O = HCl+HClO

Некоторые вещества в определенных условиях (обычно при нагревании) претерпевают внутримолекулярное окисление-восстановление. Пример:

2H2O = 2H2 + O2 NH4NO2 = N2 + 2H2O Многие окислительно-восстановительные реакции сопровождаются изменением окраски раствора:

MoO42- (бесцв)MoO3Mo2O5nH2O (синий)MoO2+ (зеленый)Mo3+ ( бурый) VO3- (бесцв)VO44- (голубой) VO2+ (желтый)VO2+ (голубой)V3+ (зеленый)V2+ (светло-сиреневый) Ti3+ (фиолетовый) TiO2+ (бесцветный) Cr2O72- (оранжевый)Cr3+ (зеленый) SO32- (бесцветный)SO42- (бесцветный) NO2- (бесцветный)NO3- (бесцветный) MnO4- (темно-фиолетовый)MnO2 ( бурый) Mn2+ (бесцв) MnO2 (бурый) Способ уравнивания окислительно-восстановительных реакций .

Рассмотрим реакцию SO42- + I- + H+ I2 +H2S + H2O Для нахождения коэффициентов в этом уравнении сначала необходимо выделить те элементы, которые изменяют степень окисления при протекании реакции .

В левой части уравнения реакции все элементы находятся в следующих степенях окисления: S6+, O2-, I-, H+

В правой части уравнения реакции степени окисления тех же элементов равны:

S, O2-, I0, H+ 2Из сравнения находим, что из всех участвующих в реакции элементов степень окисления изменяется только у серы и йода .

Изменение степени окисления серы в реальных частицах, содержащих серу, отражаем вспомогательной схемой:

H2S SO42Теперь нужно уравнять эту вспомогательную реакцию по всем участвующим в ней элементам. По сере баланс соблюдается. В левой части данной схемы есть 4 атома кислорода, а справа кислород отсутствует. Поэтому к правой части уравнения прибавляем 4 молекулы воды (это можно сделать, поскольку основная реакция протекает в водном растворе) H2S + 4H2O SO42В правой части этой схемы появилось 10 атомов водорода, а в левой части водород отсутствует. Поэтому к левой части уравнения прибавляем 10 ионов водорода (это можно сделать, поскольку основная реакция протекает с участием Н+ ионов) H2S + 4H2O SO42- + 10Н+ По всем элементам данную реакцию мы уравняли. Для нее осталось соблюсти условие электронейтральности. В левой части этой реакции суммарный заряд равен +8, а в правой 0. Поэтому для электронейтральности мы должны прибавить 8 электронов к левой части уравнения SO42- + 10Н+ + 8е H2S + 4H2O Теперь составляем вспомогательную схему по другому элементу-иоду I2 IСначала уравняем эту реакцию по атомам иода 2I- I2 Для соблюдения условия электронейтральности к правой части этого уравнения надо прибавить 2 электрона 2I- I2 +2е Теперь составляют общую схему из этих двух реакций SO42- + 10H+ +8e = H2S + 4H2O 2I- = I2 + 2e Поскольку количество электронов, участвующих в обеих этих реакциях должно быть одним и тем же, то оба уравнения нужно умножить на коэффициенты, кратные числам 8 и 2

–  –  –

После приведения подобных членов получаем искомое уравнение SO42- + 8I- + 10H+ 4I2 +H2S + 4H2O Для проверки еще раз смотрим баланс атомов по всем элементам .

Если окислительно-восстановительная реакция протекает в щелочной среде, то уравнивание вспомогательных уравнений по кислороду и водороду проводят за счет ОН- частиц и молекул воды, как в реакции KNO3 + Al + KOH + H2O NH3 + KAlO2

–  –  –

3NO3- +18H2O +8Al + 32OH- = 3NH3 + 27OH- + 8AlO2- + 16H2O 3NO3- + 2H2O + 8Al + 5OH- = 3NH3 + 8AlO2Многие окислительно-восстановительные реакции широко используются на практике .

Получение магния TiO2 + 2C +2Cl2 = TiCl4 + 2CO TiCl4 + 2Mg= Ti + 2MgCl2 Термитная сварка рельсов методом алюмотермии 3Fe 3O4 + 8Al = 9Fe + 4Al2O3 Щелочное оксидирование стальных конструкций 3Fe + NaNO3 + H2O = Fe 3O4 + NH3 + NaOH Снятие окалины со стальных конструкций в расплаве щелочей Fe2O3 + 3NaNO2 = 2 Fe + 3NaNO3 Получение металлов из оксидов WO3 + H2 = W + 3H2O V2O5 + 5Ca = 2 V + 5 CaO Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3 Регенерация кислорода в подводных лодках, космических кораблях 2CO2 + 2Na2O2 = O2 + 2Na2CO3 Надувание спасательных жилетов, поднятие антенн радиопередатчиков при авариях на воде LiH + H2O = H2 + LiOH Горение реактивного топлива 2LiBH4 + 4O2 = Li2O + B2O3 + 4H2O B2H6 + 3O2 = B2O3 + 3H2O N2H4 + O2 = N2 + H2O Химический контроль утечки жидкостей в гидросистемах космических кораблей 2Al + 6H2O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)4] + H2 Реакция серебряного зеркала. 0.3 г AgNO3 растворяют в 5 мл H2O, по каплям добавляют конц. NH4OH до растворения выпавшего осадка, добавляют 5 мл 3% NaOH, затем снова конц. NH4OH до получения бесцветного раствора [Ag(NH3)2]NO3. Раствор переливают в цилиндр и добавляют 30 мл воды. Затем готовят раствор глюкозы (1.3 г в 25 мл воды), добавляют 1 каплю конц. HNO3. Смесь кипятят 2 мин. Раствор охлаждают и добавляют равный объем спирта .

Смешивают раствор соли серебра с раствором глюкозы 1:10. Переливают в сосуд для серебрения (промытый хромпиком и водой ) и нагревают до 50-60 градусов. Посеребренную поверхность промывают водой и спиртом .

Реакция-вулкан. 2-3 г (NH4)2Cr2O7. На спиртовке нагревается стеклянная палочка, и опускают в вершину горки .

–  –  –

СН3—СН3 + С12 2СН3С1. (б) В таких случаях необходимо оценивать не только энергию разрыва соответствующих связей, а общий энергетический эффект процесса. Для реакции (а) затраты энергии следующие: гомолитический разрыв связи С1—С1 требует 243 кДж/моль, связи С—Н - 414 кДж/моль, всего - 657 кДж/моль. При образовании связи Н—С1 выделяется 431 кДж/моль энергии, а связи С—С1 - 326 кДж/моль. Всего при этом выделяется 757 кДж/моль. Следовательно, реакция (а) экзотермична и ее энергетический эффект равен 100 кДж/моль. Для реакции (б) затраты на разрыв связей С1—С1 и С—С равны соответственно 243 и 339 кДж/моль, всего - 582 кДж/моль. При образовании двух связей С—С1 выделяется энергия 326 2 = 652 кДж/моль. Таким образом, реакция (б) тоже экзотермична, но энергетический эффект равен только 71 кДж/моль .

Отсюда нетрудно сделать вывод, что пойдет реакция (а), а не (б) .

(Мерой полярности связи является электрический момент диполя – ЭДМ -, представляющий собой произведение длины диполя l на абсолютный эффективный заряд g: =gl. Электрический момент диполя обычно выражают в дебаях (D):

1D=3,3310-30 Клм.)

–  –  –

2.2 Методические рекомендации (материалы) к лабораторным занятиям для студентов 1 семестр Занятие 1. Техника безопасности и правила работы в химической лаборатории. Стартовый контроль знаний .

Литература: 1. Аминов Т. Г. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии. Ростов-на-Дону. «Феникс», 2008 г., стр.9-28. 2. Кафедральные методические разработки по технике безопасности. 3. Индивидуальные задания по проверке остаточных школьных знаний .

Необходимо:

1. Знать: лабораторное оборудование, применяемое в химической лаборатории и общие правила работы с этим оборудованием .

Занятие 2. Классы неорганических соединений .

Практическое занятие .

Литература: 1. Аминов Т. Г. и др. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии .

Ростов-на-Дону. «Феникс», 2008 г., стр. 29-32. 2. Индивидуальные задания по теме «Классы неорганических соединений» .

Необходимо:

1. Знать: основные классы неорганических соединений: оксиды, кислоты, основания, соли .

2. Уметь решать переходы и задачи: [4] № 140-174 .

Занятие 3. Основные законы химии .

Закон эквивалентов. Лабораторная работа .

Литература: 1. Волосюк Ю. М. и др. Практикум по неорганической и аналитической химии. п .

Персиановский, 2001 г., стр. 7-12 .

Необходимо:

1. Знать: основные законы химии, обратив особое внимание закону эквивалентов. Выполнить лабораторную работу .

2. Уметь решать задачи: [3] № 1-8, стр. 12, [4] № 1-18, стр. 9-10 .

Занятие 4. Защита лабораторных работ по темам: «Классы неорганических соединений» .

«Эквивалент». Устный опрос и решение задач из банка данных .

Занятие 5. Энергетика химических процессов .

Лабораторная работа .

Литература: 1. Волосюк Ю. М. и др. Практикум по неорганической и аналитической химии. п .

Персиановский, 2001 г., стр. 12-16 .

Необходимо:

1. Знать: основные понятия термодинамики: энтальпия, энтропия, энергия Гиббса, направленность протекания химических процессов. Выполнить лабораторную работу .

2. Уметь решать задачи: [3] № 1-17, стр. 16-17, [4] № 283-304, стр. 81-83 .

Занятие 6. Химическая кинетика и равновесие .

Лабораторная работа .

Литература: 1. Волосюк Ю. М. и др. Практикум по неорганической и аналитической химии. п .

Персиановский, 2001 г., стр. 17-22 .

Необходимо:

1. Знать: основные понятия химической кинетики и равновесия: скорость химической реакции и ее зависимость от основных факторов, закон действующих масс, константа равновесия, принцип Ле-Шателье. Выполнить лабораторную работу .

2. Уметь решать задачи: [3] № 1-17, стр. 22-23, [4] № 325-354, стр. 96-99 .

Занятие 7. Защита лабораторных работ по темам: «Энергетика химических процессов» .

«Химическая кинетика и равновесие». Устный опрос и решение задач из банка данных .

Занятие 8. Контрольная работа № 1 по темам: «Классы неорганических соединений» .

«Эквивалент». «Энергетика химических процессов». «Химическая кинетика и равновесие» .

Необходимо решить пробный вариант контрольной работы:

1. Формула основного оксида – это

1) BeO 2) NO 3) ZnO 4) MgO

–  –  –

10. Равновесие реакции С(кокс)+ 2Cl2(г) CCl4(г) + Q сместится вправо () при

1) понижении давления 2) дополнительном введении кокса

3) увеличении концентрации CCl4 4) понижении температуры Занятие 9. Растворы. Способы выражения концентрации растворенного вещества. Практическое занятие .

Литература: 1. Волосюк Ю. М. и др. Практикум по неорганической и аналитической химии .

п. Персиановский, 2001 г., стр. 23-27 .

Необходимо:

1. Знать: основные виды концентраций растворенного вещества: массовая доля, молярная концентрация, моляльная концентрация, эквивалентная концентрация, титр .

2. Уметь решать задачи: [3] № 1-17, стр.28-29, [4] 391-436 стр.107-111 .

Занятие 10. Растворы. Способы выражения концентрации растворенного вещества. Гидролиз солей. Лабораторные работы .

Литература: 1. Волосюк Ю. М. и др. Практикум по неорганической и аналитической химии .

п. Персиановский, 2001 г., стр. 23-27 .

Необходимо:

1. Знать: основные виды концентраций растворенного вещества и явление гидролиза по катиону, по аниону, необратимый гидролиз. Выполнить лабораторные работы .

2. Уметь решать задачи: [3] № 1-17, стр.28-29, [3] № 9-16, стр.48, [4] 391-436 стр.107-111, [4] 585-598 стр.149-150 .

Занятие 11. Ионные равновесия и обменные реакции в растворах. Диссоциация электролитов. Произведение растворимости труднорастворимых соединений. Практическое занятие .

Литература: 1. Н. Л. Глинка. Задачи и упражнения по общей химии. М, Химия, 1984 г .

Необходимо:

1. Знать: процесс диссоциации сильных и слабых электролитов; определять условия выпадения осадков и понятие растворимости труднорастворимых соединений .

2. Уметь решать задачи: [4] № 502-515 стр.126-127, № 559-573139-140 .

Занятие 12. Защита лабораторных работ по теме: «Растворы». Устный опрос и решение задач из банка данных .

Занятие 13. Окислительно-восстановительные реакции. Лабораторная работа .

Литература: 1. Волосюк Ю. М. и др. Практикум по неорганической и аналитической химии .

п. Персиановский, 2001 г., стр. 48-53 .

Необходимо:

1. Знать: основные понятия процессов окисления и восстановления: окислитель, восстановитель, окисление, восстановление, виды окислительно-восстановительных реакций, направление протекания ОВР, молярная масса эквивалента окислителя и восстановителя. Выполнить лабораторную работу .

2.Уметь решать задачи: [3] № 1-1-9, стр.56, [4] № 608-612 стр.153-154, [4] № 624-640 стр.165Занятие 14. Окислительно-восстановительные реакции. Практическое занятие .

Литература: 1. Волосюк Ю. М. и др. Практикум по неорганической и аналитической химии .

п. Персиановский, 2001 г., стр. 48-53. 2. Н. Л. Глинка. Задачи и упражнения по общей химии. М, Химия, 1984 г .

Необходимо:

1. Знать: основные понятия процессов окисления и восстановления .

2. Уметь решать задачи: [3] № 1-1-9, стр.56, [4] № 608-612 стр.153-154, [4] № 624-640 стр.165

<

Занятие 15. Комплексные соединения. Лабораторная работа .

Литература: 1. Волосюк Ю. М. и др. Практикум по неорганической и аналитической химии .

п. Персиановский, 2001 г., стр. 48-53 .

Необходимо:

1. Знать: основные понятия комплексных соединений: комплексообразователь, лиганд, координационное число, комплексный ион, комплексное соединение, первичная и вторичная диссоциации комплексных соединений, константа нестойкости. Выполнить лабораторную работу .

2.Уметь решать задачи: [3] № 1-10, стр.62, [4] № 716-722 стр.191-192, [4] № 729-738 стр.196Занятие 16. Защита лабораторных работ по темам: «Окислительно-восстановительные реакции», «Комплексные соединения». Устный опрос и решение задач из банка данных .

Занятие 17. Контрольная работа № 2 по темам: «Растворы». «Окислительновосстановительные реакции». «Комплексные соединения» .

Необходимо решить пробный вариант контрольной работы:

1. В уравнении электролитической диссоциации соли

Fe(NH4)2(SO4)2 сумма коэффициентов равна:

1) 5 2) 6 3) 7 4) 8

2. Молярная концентрация катионов водорода в растворе составляет

1. 104 моль/л, следовательно, рН этого раствора равен 1) 14 2) 4 3) 10 4) 7

–  –  –

5. Укажите коэффициент перед формулой НС1 в уравнении окислительно-восстановительной реакции HCl + K2Cr2O7 Cl2 + CrCl3 + H2O + KCl

6. Если к 100 г хлорида натрия добавить 500 г воды, то получится раствор с массовой долей (в процентах) хлорида натрия 1) 20 2) 33,3 3) 16,7 4)8,3

7. Для получения 30%-ного раствора необходимо растворить 50 г NaCl в 10%-ом растворе хлорида натрия массой (в граммах) 1) 175 2) 35 3) 100 4) 70

8. Определить степень окисления комплексообразователя. Назвать это соединение. Записать уравнения электролитической диссоциации этой соли. Записать выражение константы нестойкости .

K3[Fe(SCN)6]

2.3 Лабораторный практикум по ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ ОГЛАВЛЕНИЕ Введение Лабораторное оборудование и общие правила работы в химической лаборатории Часть 1.Теоретические основы химии Лабораторная работа № 1. Определение молярной массы эквивалента металла Лабораторная работа № 2. Классы неорганических соединений Лабораторная работа № 3. Химические превращения веществ Лабораторная работа № 4. Определение теплового эффекта реакции Лабораторная работа № 5. Кинетика химических реакций и катализ Лабораторная работа № 6. Химическое равновесие Лабораторная работа № 7. Приготовление растворов и определение их концентрации Лабораторная работа № 8. Ионное равновесие в растворах кислот и оснований Лабораторная работа № 9. Гидролиз солей Лабораторная работа № 10. Комплексные соединения Лабораторная работа № 11. Реакции ионного обмена Лабораторная работа № 12. Окислительно-восстановительные реакции Лабораторная работа № 13. Строение атома и периодическая система элементов Д.И. Менделеева Лабораторная работа № 14 .

Химическая связь и структура молекул Приложение Таблица растворимости Периодическая таблица Д.И. Менделеева Относительные электроотрицательности элементов Константы диссоциации кислот Константы диссоциации неорганических оснований Название кислот и кислотных остатков Термодинамические константы Произведение растворимости ВВЕДЕНИЕ В соответствии с требованиями Государственного образовательного стандарта, химический лабораторный практикум является обязательной частью учебной дисциплины «Общая и неорганическая химия», которую изучают студенты химических и общетехнических направлений и специальностей технических университетов .

При выполнении лабораторного эксперимента студентами химических специальностей основное внимание должно быть уделено познавательному значению каждого опыта, умению наблюдать самые тонкие особенности реакций и делать по ним правильные выводы об основных закономерностях протекания химических реакций и о свойствах соединений .

Лабораторные занятия при изучении химии в вузе преследуют две основные цели:

• подтверждение экспериментом теоретических положений и законов;

• обучение навыкам проведения лабораторных работ, при выполнении которых студенты осваивают технику обращения с химическими реактивами и приспособлениями, приемы проведения химических операций, методы обработки опытных данных, учатся сопоставлять и анализировать результаты опытов и делать выводы .

Лабораторная работа не обязательно должна проводиться после лекции .

Опыт показывает, что лабораторное занятие до лекции по этой теме сопровождается большей самостоятельностью студентов и поэтому проходит более активно .

Классический лабораторный практикум по химии носит в основном иллюстративный характер: в лабораторных опытах студенты находят подтверждение тех закономерностей, которые изучают на лекциях и на практических занятиях. В данном практикуме в каждую работу внесены дополнения и изменения, повышающие их познавательный уровень .

В химии используется неоднозначная символика, что в наше время недопустимо в связи с вхождением России в международное образова-тельное пространство, расширением международных контактов, разра-боткой унифицированных систем контроля знаний, использованием тестирования и т.д. В данном пособии мы используем такую символику и терминологию, которая рекомендуется ИЮПАК или широко применяется в изданных большими тиражами учебниках и учебных пособиях отечественных и зарубежных авторов .

После описания каждой работы в пособии приводится перечень во-просов для проверки знаний, умений и навыков студентов, приобретаемых при подготовке к занятиям и при выполнении работ. Эти вопросы можно использовать при собеседовании со студентами в целях контроля и активизации их работы .

ЛАБОРАТОРНОЕ ОБОРУДОВАНИЕ И ОБЩИЕ ПРАВИЛА

РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ

Лабораторные работы являются одной из важных составных частей курса химии. Для их выполнения студенту, бывшему школьнику, впервые приступившему к самостоятельной работе в химической лаборатории, необходимо ознакомиться с лабораторным оборудованием, измерительными приборами, а также с техникой проведения и безопасности основных лабораторных операций. Неаккуратность, невнимательность, недостаточное знакомство с приборами, веществами и пренебрежение к технике безопасности могут повлечь за собой несчастные случаи .

В настоящее время химические лаборатории могут быть оснащены самым разнообразным оборудованием. В практикуме описано только то лабораторное оборудование, те приборы и приемы работы, которые используются при выполнении предлагаемых в нем работ .

1. ХИМИЧЕСКАЯ ПОСУДА Для проведения опытов в химических лабораториях применяют посуду, изготовленную из тонкостенного или толстостенного стекла. Она должна быть инертна к химическому воздействию, устойчива к изменениям температуры. При проведении реакций при повышенных температурах используют посуду, изготовленную из молибденового (до 400 оС), пирексного (до 600 оС) или кварцевого (до 1500 оС) стекла .

Химическая посуда, применяемая в лаборатории, может быть условно разделена на ряд групп: общего назначения, мерная, специального назначения .

1.1. Посуда общего назначения К группе общего назначения относятся пробирки, воронки, стаканы, колбы (рис. 1) .

Пробирки предназначены для проведения лабораторных работ и представляют собой сосуды цилиндрической формы с закругленным дном .

Воронки предназначены для переливания жидкостей и фильтрования .

Лабораторные стаканы представляют собой тонкостенные цилиндры различной емкости .

Колбы предназначены для проведения различных препаративных и аналитических работ. Они бывают круглодонные, плоскодонные, конические .

Рис. 1. Стеклянная посуда общего назначения:

а) пробирки; б) воронки; в) стаканы; г) колбы

1.2. Мерная посуда К этой группе относится посуда, употребляемая для грубого измерения объемов – цилиндры, мензурки, а также посуда для точного измерения определенных объемов – мерные колбы, пипетки, бюретки (рис. 2) .

Мерные цилиндры – сосуды цилиндрической формы с нанесенными на стенке делениями, указывающими объем в миллилитрах .

Мензурки – сосуды конической формы, на наружной поверхности которых, как и у мерных цилиндров, нанесены деления в миллилитрах .

Колбы мерные служат для приготовления растворов точной концентрации .

Они имеют плоское дно и длинное узкое горло, на котором нанесена метка, указывающая уровень жидкости, при котором объем ее будет соответствовать указанному на колбе .

Рис. 2. Мерная химическая посуда из стекла:

а) пипетки; б) цилиндры; в) мензурки;

г) бюретки; д) мерные колбы Пипетки предназначены для точного отмеривания определенного объема жидкости и представляют собой тонкую стеклянную трубку с оттянутым концом .

На верхней части пипетки нанесена метка, соответствующая уровню жидкости, при котором объем ее будет соответствовать указанному на пипетке. Пипетки, рассчитанные на объем 5–100 мл, имеют посредине расширение .

Бюретки применяют для отмеривания точных объемов жидкостей. Они представляют собой стеклянные трубки с нанесенными на них делениями. С их помощью можно измерять объемы жидкостей с точностью до 0,05 мл, а в микробюретках – до 0,005 мл .

1.3. Посуда специального назначения К группе специального назначения относятся эксикаторы, капельницы, бюксы (рис. 3) .

Эксикаторы применяют в лабораторной практике для высушивания и хранения веществ, легко поглощающих влагу из воздуха .

–  –  –

Капельницы предназначены для дозировки жидкостей, например, индикаторов. Они бывают с баллоном, с колпачком, с клювом .

Бюксы предназначены для взвешивания и хранения веществ .

1.4. Посуда из фарфора Фарфоровые изделия по сравнению со стеклянными характеризуются большей химической и термической стойкостью. К ним можно отнести тигли, стаканы, чашки для выпаривания, ступки с пестиками, ложки, воронки Бюхнера (рис. 4) .

Тигли применяют для сушки и прокаливания твердых веществ .

Рис. 4. Посуда из фарфора:

а) тигли; б) стаканы; в) кружки; г) воронки Бюхнера;

д) ложка; е) чашки; ж) ступки с пестиками .

Стаканы применяют для растворения, перемешивания и нагревания жидкостей .

Кружки с ручками и с носиком используют для разливки и приготовления растворов кислот, щелочей .

Чашки применяют для выпаривания жидкости до сухого остатка .

Ступки с пестиками используют для тонкого измельчения небольшого количества твердого вещества или тщательного перемешивания нескольких твердых порошкообразных веществ .

Ложки служат для отбора веществ при взвешивании, для снятия осадков с фильтров .

Воронки Бюхнера применяют при фильтровании растворов в горячем или холодном состоянии с применением вакуума .

2. ЛАБОРАТОРНОЕ ОБОРУДОВАНИЕ

2.1 Нагревательные приборы К числу нагревательных приборов, используемых при выполнении лабораторных работ в данном практикуме, относятся газовые горелки, электрические плитки, сушильные шкафы, муфельные печи, бани (рис. 5) .

–  –  –

Газовые горелки применяют двух типов – Бунзена и Теклю. Последняя наиболее удобна в обращении. Ее конструкция позволяет регулировать поток воздуха и газа. Подачу газа регулируют винтом, а воздуха – диском. При закрытом диске получают коптящее пламя. Отворачивая диск, увеличивают приток воздуха и получают голубоватое, прозрачное и несветящееся пламя. Горелки Бунзена имеют регулировочную муфту с отверстием. Поворачивая ее, можно закрыть или открыть отверстие, имеющееся в нижней части горелки, и тем самым регулировать приток воздуха .

Электрические плитки применяют двух типов: c открытым или закрытым нагревательным элементом. Плитки с открытым элементом – спиралью – используют тогда, когда отсутствует опасность попадания на него нагреваемого вещества .

Сушильные шкафы предназначены для высушивания посуды и реактивов при температуре не более 150оС .

Муфельные печи используют для прокаливания твердых веществ, сплавления и других работ, требующих применения высоких температур (500оС и более) .

Водяные бани используют для нагреваниия до 100оС. Они представляют собой металлический сосуд, который закрывается сверху концентрическими, налегающими одно на другое кольцами. Для получения более высоких температур в баню заливают жидкости с большей температурой кипения (глицерин, парафин) .

Песчаная баня может быть использована для нагревания до 200– 300оС .

Нагревание песка производят пламенем газовой горелки или электроплиткой .

Термостаты предназначены для автоматического поддержания постоянной температуры при проведении опытов .

2.2. Электрические и электроизмерительные приборы Мультиметры используют для измерения напряжения, сопротивления, силы тока. При замере той или иной физической величины необходимо следить за тем, чтобы значение измеряемой величины не выходило за указанный на шкале диапазон. При измерении постоянного напряжения и силы тока необходимо соблюдать полярность подключения .

Выпрямитель является источником постоянного напряжения и позволяет ступенчато или плавно изменять его. При подключении нагрузки необходимо соблюдать полярность .

рН–метры предназначены для определения рН растворов. Измерение основано на определении ЭДС электрохимической цепи, составленной из хлорсеребрянного и стеклянного электродов, опущенных в исследуемый раствор. ЭДС цепи выводится на шкалу прибора в виде численных значений рН данного раствора. Так как рН–метры бывают различных модификаций, правила работы описаны в прилагаемой к конкретному прибору инструкции .

3. ОСНОВНЫЕ ПРИЕМЫ РАБОТЫ

В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ

3.1. Взвешивание При взвешивании могут использоваться технохимические, аналитические и микровесы. Основное отличие этих весов состоит в точности взвешивания .

Технические весы позволяют производить взвешивание с нагрузкой до десятка килограммов, технохимические с нагрузкой до 1 килограмма. Погрешность взвешивания на таких весах составляет ± 0,01г. Аналитические весы различной конструкции имеют предельную нагрузку от 20 до 200г, а погрешность взвешивания на них составляет ± 0,0001г. К аналитическим весам прилагается набор гирь – разновес. Масса гирь в разновесе (от 1 до 100г) обозначена цифрами на каждой гирьке .

Гири одного номинала различают по точке, выбитой рядом с цифрой .

ВЛА-200г-М – аналитические демпферные весы с предельно допустимой нагрузкой 200г представлены на рисунке 6. Весы смонтированы на базисной доске 10 и помещены в корпус для защиты от пыли и колебаний воздуха. Установочные винты 7 позволяют установить базисную доску строго горизонтально .

Рис. 6. Общий вид и основные узлы весов ВЛА-200г-М 1 – миллиграммовая гиря – «колечко» (показана только одна); 2 – большой лимб; 3 – малый лимб; 4 – стрелка весов; 5 – экран; 6 – чашки весов;

7 –установочные винты; 8 – регулировочная ручка; 9 – арретир; 10 – базисная доска; 11 – демпферы; 12 – дверца; 13 – коромысло .

Аналитические весы смонтированы в специальном стеклянном шкафчике с открывающимися боковыми дверцами. Аналитические весы являются очень чувствительным прибором, поэтому, чтобы избежать случайных сотрясений, их устанавливают в специальной комнате на тяжёлом мраморном столе или на кронштейнах, вмонтированных в капитальную стену. Аналитические весы требуют очень аккуратного обращения. Работать на них можно только в присутствии преподавателя .

Взвешивание на технохимических весах производят в следующем порядке .

1. Перед взвешиванием на аналитических весах навеску предварительно взвешивают на технохимических .

2. Включают весы и проверяют установку нулевого деления по световой шкале. В случае отклонения от нулевого деления производят установку нуля регулировочным винтом .

3. Навеску кладут на левую чашку весов. На правую чашку при необходимости кладут разновесы. Все указанные операции производятся при отключённых весах .

4. При помощи нимбов навешивают гири, периодически включая весы и проверяя показания световой шкалы .

5. После того как показания световой шкалы установятся на определённом значении, снимают показания весов. Число граммов снимают по разновесам, десятые и сотые доли снимают по показаниям нимбов, тысячные и десятитысячные доли граммов снимают по показаниям световой шкалы .

Например, на правой чашке весов находятся разновесы общей массой 5г. Большой нимб имеет значение 3, малый 2. Световая шкала установилась на значении +2,4. Следовательно, масса навески составляет 5,3224г. Если световая шкала установилась на отрицательном значении, то из показаний нимбов необходимо вычесть указанное значение. Например, в рассмотренном выше примере, если световая шкала установилась на значении –2,4, то масса навески составляет 5,3176г .

В последнее время всё большее распространение получают электронные технические и аналитические весы различных конструкций. Несмотря на большую стоимость, они постепенно вытесняют механические весы, поскольку процедура взвешивания на них значительно проще и благодаря этому достигается большая производительность труда .

3.2. Фильтрование Фильтрование применяют для разделения твердой и жидкой фаз системы. В качестве фильтрующего материала используют бумагу, ткань, стекло различной пористости. Наименее плотные фильтры – быстро фильтрующие – предназначены для аморфных осадков. Фильтры средней плотности предназначены для кристаллических осадков, а наиболее плотные – для мелкокристаллических осадков. Для фильтрования наиболее часто используют простые и складчатые бумажные фильтры. У складчатого фильтра больше фильтрующая поверхность. Размер фильтра должен быть таков, чтобы верхний край его не доходил до края стеклянной воронки на 3– 5 мм .

При фильтровании (рис. 7) воронку с фильтром укрепляют в кольце штатива, фарфоровом треугольнике, иногда вставляют непосредственно в горло колбы. Воронку устанавливают так, чтобы скошенный конец ее касался стенки сосуда, в который собирают фильтрат. Вливать смесь жидкости с твердым веществом следует по стеклянной палочке. Воронку нужно заполнять жидкостью так, чтобы уровень ее был на 2–3 мм ниже края фильтра .

3.3. Нагревание Нагревание растворов или твердых веществ можно проводить в пробирке,

Рис. 7. Фильтрование осадков

стакане, круглодонной колбе. В качестве нагревателя используют газовые горелки, электроплитки, водяные и песчаные бани .

Нагревание в пробирке. В пробирку наливают 2–3 мл раствора. Пробирку закрепляют в пробиркодержателе. Отверстие пробирки направляют в сторону от себя и окружающих. Нагревают на газовой горелке равномерно, перемещая заполненную часть пробирки вдоль пламени, не перегревая в одном месте .

Нагревание в стакане. Стакан должен быть наполнен раствором на 1/3 – 2/3 объема. Раствор перемешивают стеклянной палочкой. Перемешивание особенно важно, если нагревается раствор с осадком .

Нагревание в круглодонной колбе. Колбу укрепляют в штативе, зажав лапкой горло колбы или поставив на кольцо с железной сеткой. Наливают раствор (не более 2/3 объема колбы) и для равномерного кипения помещают в колбу кусочки пористой керамики или стеклянные капилляры .

3.4. Сушка Сушка посуды. Химическая посуда никогда не вытирается изнутри, высушивание производится в сушильном шкафу. Мерную посуду, имеющую утолщенное дно, во избежание растрескивания никогда не сушат нагреванием. Ее сушат на специальных подставках .

Высушивание осадков. Сырой продукт отжимают между листами фильтровальной бумаги. Вначале сушат на воздухе. Этот способ может быть применен к веществам негигроскопичным. Для ускорения процесс сушки проводят при повышенной температуре в сушильных шкафах. Этот метод рекомендуется только для устойчивых соединений с высокой температурой плавления. Вещество, помещенное в чашку Петри или бюкс, ставят на полку сушильного шкафа и включают обогрев, настроенный на нужную температуру. Гигроскопичные вещества сушат в эксикаторе. Осушаемое вещество в открытом сосуде ставят на вкладыш эксикатора. На дно эксикатора помещают поглотитель воды – безводный хлорид кальция, оксид фосфора(V) .

3.5. Измерение температуры Термометры используют для измерения температур в интервале 0–500оС .

Они представляют собой стеклянные трубки с капилляром внутри и с резервуаром, заполненным различными жидкостями в зависимости от соответствующего интервала измеряемых температур. Наибольшее применение нашли ртутные и спиртовые термометры .

При измерении температуры какой–либо жидкости термометр погружают в нее таким образом, чтобы он находился на одинаковом расстоянии от стенок сосуда и ни в коем случае не касался их. Резервуар термометра полностью погружают в жидкость. Термометр в жидкости держат до тех пор, пока не перестанет подниматься или опускаться столбик ртути или спирта .

Термисторы – это полупроводниковые приборы, которые способны изменять свою электропроводность при изменении температуры. При повышении температуры сопротивление термистора уменьшается. По калибровочной кривой к данному термистору определяют температуру среды .

3.6. Наполнение сосудов газом Наполнение сосудов газом производят методом вытеснения воздуха (рис. 8) .

Пробирку–приемник закрепляют в штативе отверстием вверх для газов тяжелее воздуха (рис. 8а) и отверстием вниз (рис. 8б) – для газов легче воздуха. Газы с плотностью близкой к плотности воздуха и практически нерастворимые в воде собирают методом вытеснения воды (рис. 8в) .

Рис. 8. Наполнение сосудов газом: а) газ тяжелее воздуха;

б) газ легче воздуха; в) плотности газа и воздуха близки .

3.7. Мытье посуды Все опыты в химической лаборатории нужно проводить только в чистой посуде. Даже ничтожные количества загрязнений могут повлиять на ход химических процессов. Обычно стеклянная посуда считается чистой, если при внимательном осмотре не обнаружено никаких загрязнений, а вода после ополаскивания образует на стенках сплошную тонкую пленку .

Мытье теплой водой целесообрано в тех случаях, когда химическая посуда не загрязнена жировыми и другими не растворяющимися в воде веществами .

Если на стенках посуды имеется налет каких–либо веществ, которые не отмываются водой, посуду вначале очищают ершом. Во избежание повреждений посуды при работе с ершом нужно следить, чтобы нижний конец его не ударялся о дно и стенки посуды. Хорошо вымытую посуду обязательно ополаскивают 2–3 раза дистиллированной водой для удаления солей, содержащихся в водопроводной воде .

Для мытья посуды моющими средствами можно использовать мыло, 10%– ный раствор ортофосфата натрия или соды. При мытье колб в них помещают кусочки чистой фильтровальной или другой мягкой бумаги. При встряхивании колбы бумага механически удаляет со стенок приставшие к ним загрязнения. Удаление загрязнений может быть достигнуто и химическим путем – промыванием посуды хромовой смесью (смесь концентрированной серной кислоты и хромового ангидрида). После промывания посуды хромовую смесь выливают обратно в предназначенную для нее склянку. Посуду тщательно моют водопроводной и ополаскивают дистиллированной водой. Иногда для мытья посуды используют спиртовый раствор щелочи. Мыть посуду необходимо сразу после ее использования .

4. ОБЩИЕ ПРАВИЛА ВЫПОЛНЕНИЯ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

1. Работать в лаборатории можно только после разрешения преподавателя и под наблюдением лаборанта .

2. Опыты необходимо выполнять в соответствии с методическими указаниями к лабораторной работе .

3. В химической лаборатории рекомендуется работать в халате для защиты одежды от действия химических реактивов .

4. Студенту в лаборатории отводится рабочее место и он обязан поддерживать его в чистоте и порядке. Не следует загромождать рабочее место предметами, не относящимися к выполняемой работе .

5. Все опыты следует проводить в чистой посуде, предварительно ополоснув ее дистиллированной водой. Исходный раствор берется в очень малом объеме (около 0,5 мл). Раствор, добавляемый к исходному, обычно вводится постепенно, по каплям. Кристаллические вещества добавляют на кончике микрошпателя. Запрещается брать разные реактивы одним и тем же микрошпателем. Перенося сухие вещества, не следует опускать конец микрошпателя глубоко в пробирку, а также касаться ее внутренних стенок во избежание загрязнения исходных реактивов. После каждой капли раствора или добавления кристаллического вещества содержимое пробирки перемешивают осторожным встряхиванием. Добавляемый раствор или кристаллическое вещество вводят до появления не исчезающих при перемешивании внешних проявлений реакции .

6. Результаты каждого проделанного опыта необходимо показать преподавателю и, получив от него разрешение, приступить к выполнению следующего опыта .

7. После каждого опыта содержимое пробирки следует вылить в раковину или (по указанию преподавателя) в специальный сосуд, предназначенный для сбора отработанных реактивов. Нельзя выбрасывать в раковину кусочки металлов и другие твердые вещества, оставшиеся после опытов .

8. Пробирку после выполнения опыта необходимо тщательно вымыть водопроводной водой с применением ершика, ополоснуть дистиллированной водой и только после этого использовать ее для следующего опыта .

9. Запрещается набирать растворы в пипетки, засасывая их ртом. Для этой цели применяют резиновую грушу или другие приспособления для отбора жидкостей .

10. Склянки с реактивами нужно закрывать пробками и ставить на место. Не следует путать пробки от разных склянок. Чтобы внутренняя сторона пробки оставалась чистой, пробку кладут на стол внешней поверхностью, которая не соприкасается с реактивами .

11. Во избежание загрязнения этикеток или их порчи при наливании растворов склянки необходимо держать этикеткой вверх. Избыток реактивов нельзя высыпать или сливать в склянку обратно. Нельзя пользоваться реактивами, если на склянке нет этикетки .

12. Все опыты с кислотами и щелочами следует проводить в вытяжном шкафу. Склянки с этими веществами из вытяжного шкафа выносить нельзя .

13. Для приготовления водных растворов и ополаскивания вымытой стеклянной посуды используют только дистиллированную воду .

5. ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ РАБОТЕ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ

5.1. Техника безопасности при работе со стеклянной посудой

1. Посуду, имеющую трещины или отбитые края, нельзя использовать для выполнения лабораторных работ .

2. При работе со стеклянной посудой нельзя прилагать большое усилие при разъединении заклинивших шлифов, вынимании пробок, надевании резиновых шлангов .

3. Не допускается нагревание жидкостей в закрытых колбах, не имеющих сообщения с атмосферой .

5.2. Техника безопасности при работе с растворами кислот и щелочей

1. При приготовлении разбавленных растворов щелочей и кислот их необходимо приливать в воду тонкой струей при непрерывном перемешивании. Приливать воду в кислоту запрещается .

2. Если кислота или щелочь случайно пролиты, их вначале засыпают песком .

Затем песок убирают, нейтрализуют кислоту раствором соды, а щелочь – слабым раствором уксусной кислоты. После этого место пролива промывают водой и вытирают насухо .

3. Отработанные кислоты и щелочи следует собирать в специальную посуду .

4. При ожоге кислотами обожженное место следует промыть большим количеством воды, затем обработать 2%-ным раствором гидрокарбоната натрия (пищевой соды), смазать вазелином и перевязать. При ожогах глаз промыть их водой, 2%-ным раствором соды и обратиться к врачу .

5. При ожоге щелочью пораженное место промыть водой, а затем 2%-ным раствором уксусной или борной кислоты, смазать вазелином или 5%-ным раствором пермарганата калия и перевязать. При ожоге глаз промыть их 1%-ным раствором борной кислоты .

6. При термическом ожоге смочить пострадавший участок 10%–ным раствором перманганата калия, затем смазать мазью от ожогов, вазелином или раствором пищевой соды, перевязать .

5.3. Противопожарная техника и правила работы с газовыми горелками

1. Необходимо правильно зажигать газовую горелку. Вначале закрывают доступ воздуха в горелку, зажигают спичку, открывают газовый кран и по истечении 2–3 с подносят зажженную спичку к краю отверстия горелки. Увеличивая приток воздуха, получают несветящееся пламя. Если пламя проскакивает внутрь горелки, то следует немедленно закрыть кран для газа и сообщить об этом преподавателю или лаборанту .

2. При проведении опытов, в которых может произойти самовозгорание, необходимо иметь под руками песок или другие средства тушения огня .

3. В случае воспламенения горючих веществ нужно быстро погасить горелку, отставить сосуд с огнеопасным веществом и тушить пожар .

4. При появлении запаха газа в аудитории немедленно перекрыть газовый кран на вводе в лабораторию, открыть окна, покинуть аудиторию и проветрить помещение .

5.4. Техника безопасности при работе с электрооборудованием

1. Разрешается проводить все работы только с заземленными электроприборами .

2. Запрещается работать вблизи открытых токопроводящих частей оборудования .

3. Запрещается вешать на розетки, выключатели и электропровода различные вещи .

4. В случае перерыва в подаче тока все электроприборы и другое электрооборудование должны быть отключены .

5. При загорании проводов или электроприборов необходимо их немедленно обесточить и гасить огонь при помощи сухого углекислотного огнетушителя .

6. ТРЕБОВАНИЯ К ОФОРМЛЕНИЮ ОТЧЕТА

ПО ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ

1. Название работы, каждого опыта и дата их выполнения .

2. Цель работы в целом и каждого отдельного опыта .

3. Схема установки и её описание .

4. Порядок выполнения работы (ход работы) .

5. Таблица экспериментальных данных .

6. Вычисление искомой величины .

7. Расчет погрешности опыта .

8. Выводы .

Лабораторная работа № 1

4 ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА

Цель работы – ознакомление с понятием эквивалент вещества и методикой расчета молярной массы эквивалентов по закону эквивалентов .

Соберите установку, изображенную на рисунке. Она собрана на химическом штативе .

–  –  –

Контрольные вопросы и задачи

1.Дать определение эквивалента, фактора эквивалентности и молярной массы эквивалента .

2.Как рассчитываются молярные массы эквивалентов химических элементов?

3. Как рассчитываются молярные массы эквивалентов сложных соединений?

4. Написать выражение закона эквивалентов .

5. Что такое эквивалентный объем?

6. Написать уравнение Менделеева – Клапейрона .

7. Какие условия называются нормальными?

8. Определите число эквивалентности и молярную массу эквивалента фосфора, кислорода и брома в соединениях PH3, H2O, HBr .

9. В какой массе NaOH содержится столько же эквивалентов, сколько в 140 г КОН?

10. Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислите молярную массу эквивалента этого металла .

11. Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислите молярную массу эквивалента этого металла .

12. Оксид трехвалентного элемента содержит 31,58 % кислорода. Вычислите молярную массу эквивалента, молярную и атомную массы этого элемента .

13. Чему равен при н.у. эквивалентный объем водорода? Вычислите молярную массу эквивалента металла, если на восстановление 1,017 г его оксида израсходовалось 0,28 дм3 водорода (н. у.) .

14. Вычислите число эквивалентности и молярную массу эквивалента H3PO4 в реакциях образования: а) гидрофосфата; б) дигидрофосфата; в) ортофосфата .

15. В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида. Чему равна молярная и атомная массы этого металла?

16. Чему равен при н.у. эквивалентный объем кислорода? На сжигание 1,5 г двухвалентного металла требуется 0,69 дм3 кислорода (н.у.). Вычислите молярную массу эквивалента, молярную массу и атомную массу этого металла .

17. Из 3,31 г нитрата металла получается 2,78 г его хлорида. Вычислите молярную массу эквивалента этого металла .

18. Напишите уравнения реакций Fe(OH)3 с хлороводородной (соляной) кислотой, при которых образуются следующие соединения железа: а) хлорид дигидроксожелеза; б) дихлорид гидроксожелеза; в) трихлорид железа. Вычислите число эквивалентности и молярную массу эквивалента Fe(OH)3 в каждой из этих реакций .

19. Избытком гидроксида калия подействовали на растворы: а) дигидрофосфата калия; б) нитрата дигидроксовисмута (III). Напишите уравнения реакций этих веществ с КОН и определите их числа эквивалентности и молярные массы эквивалентов .

20. В каком количестве Cr(OH)3 содержится столько же эквивалентов, сколько в 174,96 г Mg(OH)2?

21. Избытком хлороводородной (соляной) кислоты подействовали на растворы: а) гидрокарбоната кальция; б) дихлорида гидроксоалюминия. Напишите уравнения реакций этих веществ с HCl и определите их числа эквивалентности и молярные массы эквивалентов .

22. При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида. Чему равна молярная и атомная массы металла?

23. При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделяется 4,03 л водорода (н.у.). Вычислите молярную, атомную массы и молярную массу эквивалента металла .

24. На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998 г NaOH .

Вычислите число эквивалентности, молярную массу эквивалента и основность H3PO4 в этой реакции. На основании расчета напишите уравнение реакции .

25. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты H3PO4 израсходовано 1,291 г КОН. Вычислите число эквивалентности, молярную массу эквивалента и основность кислоты. На основании расчета напишите уравнение реакции .

26. При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г оксида металла. Определить молярную массу эквивалента металла .

27. Вычислите молярную массу двухвалентного металла и определите, какой это металл, если 8,34 г металла окисляются 0,680 л кислорода (н.у.) .

28. 1,00 г некоторого металла соединяется с 8,89 г брома и с 1,78 г серы. Найдите молярные массы эквивалентов брома и металла, зная, что молярная масса эквивалента серы равна 16,0 г/моль .

29. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определите молярную массу эквивалента металла и объем выделившегося водорода (н.у.) .

30. 1,60 г кальция и 2,61 г цинка вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Вычислите молярную массу эквивалента цинка, зная, что молярная масса эквивалента кальция равна 20,0 г/моль .

Лабораторная работа № 2

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы – ознакомление с важнейшими классами неорганических соединений: оксидами, гидроксидами, солями, способами их получения и свойствами .

Опыт 1. Получение средних солей Пользуясь растворами, имеющимися в лаборатории, получите нерастворимую соль в соответствии с ионно-молекулярным уравнением А .

–  –  –

К раствору, содержащему катион (Рb2+), добавить по каплям раствор, содержащий анион Cl-), до выпадения осадка. Напишите уравнение проделанной реакции в молекулярной форме и под формулой соли, выпавшей в осадок, укажите внешний вид осадка и название этой соли .

Опыт 2. Получение нерастворимого в воде основания и исследование его кислотно-основных свойств Получите нерастворимое основание Б при взаимодействии соли и щелочи .

Содержимое пробирки, где получено нерастворимое основание, разделите на две части. К одной части добавьте азотную кислоту а к другой части концентрированный раствор щелочи. Напишите уравнения всех проделанных Вами реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Под формулами всех веществ (кроме воды) напишите их названия .

Опыт 3. Проделайте реакции, соответствующие последовательным превращениям для перехода В .

В отчете опишите проделанные реакции и Ваши наблюдения, зафиксированные в ходе выполнения опыта (изменение окраски, выпадение осадка и его внешний вид, выделение газа и т.д.). Для каждой стадии перехода напишите уравнение реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах .

Опыт 4. Получение угольной кислоты В пробирку поместите небольшой кусочек мела и прилейте раствор соляной кислоты .

Опишите происходящие явления, напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме .

Опыт 5. Получение и свойства оксидов .

Получение оксида меди (II) Возьмите тигельными щипцами кусочек медной фольги или тонкой медной пластины и прокалите его в пламени горелки до образования черного налета оксида меди Cu (II). Напишите уравнение реакции образования оксида меди. Налейте в пробирку 1-2 мл концентрированной соляной кислоты и опустите в нее прокаленный кусочек меди. Обратите внимание на исчезновение черного налета и появление окраски раствора, характерной для комплексного иона меди (II) [CuCl4]2-. Отметьте эту окраску. Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида меди с соляной кислотой, сделайте вывод о характере оксида меди – основный или кислотный .

Опыт 6. Получение основной соли В пробирку налейте 0,5 мл соли кобальта и добавьте по каплям раствор гидроксида натрия, обратите внимание на образование голубого осадка основной соли кобальта, добавьте избыток гидроксида натрия, обратите внимание на изменение цвета осадка .

Напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярноионной форме .

Опыт 7.

Получение кислой соли Налейте в пробирку 2-3 мл насыщенного раствора гидроксида кальция, добавьте по каплям раствора фосфорной кислоты до выпадения осадка средней соли фосфата кальция по реакции:

3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6H2O

В избытке фосфорной кислоты осадок растворяется с образованием кислой соли:

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2 PO4)2 Напишите уравнения приведенных реакций в молекулярно-ионной форме .

Опыт 8.

Получение комплексной соли В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата меди, добавьте 1-2 мл водного раствора аммиака (гидроксида аммония NH4OH), отметьте окраску образовавшегося осадка гидроксосульфата меди:

2CuSO4 + 2NH4OH = (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4 Добавьте избыток раствора аммиака до растворения осадка и образования комплексных солей:

(CuOH)2SO4 + 8NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + [Cu(NH3)4]SO4 + 8H2O .

Наблюдайте окраску образовавшегося раствора. Эта реакция является характерной и используется для обнаружения ионов меди в растворе .

Контрольные вопросы и задачи

1. Какие бинарные соединения называются оксидами? Какими способами можно получить оксиды? Приведите примеры реакций .

2. Какие вещества называются кислотами? Приведите примеры реакций получения кислот .

3. Чем определяется основность кислот? Приведите примеры кислот различной основности .

4. Какие вещества называются основаниями? Приведите примеры реакций получения оснований .

5. Чем определяется кислотность оснований? Приведите примеры оснований различной кислотности .

6. Какие химические соединения относятся к классу солей? Приведите примеры солей различных типов и способов их получения .

7. Написать формулы оксидов, соответствующих указанным гидратным соединениям: H3BO3, H3PO4, H3AsO4, H2WO4. Назвать оксиды .

8. Написать формулы оксидов, соответствующих следующим гидроксидам:

KOH, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Sn(OH)4, Si(OH)4 .

9. Написать формулы кислотных остатков и кислотных оксидов, соответствующих следующим кислотам: H2SO3, H2SO4, HСlO3, H2CrO4, H3PO4 .

10. Какие из указанных веществ реагируют с гидроксидом натрия: CaO, HNO 3 CuSO4, Cd(OH)2, Zn(OH)2? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций .

11. Указать основные остатки и степень их окисления в следующих солях:

Mg(OH)Cl; (CaOH)2CO3; CaCO3; ZnOHNO3; [Al(OH)2]2SO4; Bi(OH)2NO2 .

12. Какие из перечисленных кислот образуют кислые соли:

HI, H2S, H2SiO3, H3PO4, HCl, H2CO3? Написать уравнения реакций получения кислых солей .

13. Написать формулы следующих веществ: оксид олова (IV), гидроксид свинца (II), дигидроксонитрат железа, гидросульфит бария, бромид натрия, сульфид ртути (II) .

14. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать соляная кислота:

ZnО, CO2, NH3, H2S, CuO, Mg(OH)2?

15. Осуществить следующие превращения: Mg MgO Mg(OH)2 MgOHCl MgCl2 Mg(OH)2 MgO Mg .

16. При помощи каких реакций можно осуществить следующие превращения: S SO2 H2SO3 K2SO3 Na2SO3?

17. Через какой промежуточный продукт, легко разлагающийся при нагревании, можно получить оксид металла из его соли? Покажите на примерах: FeCl3 Fe2O3; CuSO4 CuO; Al(CH3COO)3 Al2O3 .

18. Возможно ли взаимодействие между оксидами: Li2O и SO3; Na2O и BeO;

Al2O3 и K2O; BaO и MgO; N2O5 и ZnO?

19. Анализом установлено, что в образце оксида бария массовая доля примеси сульфата бария составляет 10%. Как был проведен анализ и какой объем раствора нужного реагента концентрации 2 моль/л был затрачен на обработку навески массой 5 г?

20. С какими из перечисленных веществ взаимодействует соляная кислота:

MgO; AgNO3; SO3; CuSO4; Ca(OH)2; Cu; Fe; KOH?

21. Какие свойства гидроксидов NaOH, Al(OH)3, Ni(OH)2 могут быть использованы для их разделения из твердой смеси?

22. Найдите массовую долю гидроксида натрия, превратившегося в карбонат за счет поглощения углекислого газа из воздуха, если масса гидроксида возросла с 200г до 232,5 г. Чему равен объем поглощенного при этом CO2 (условия нормальные) .

23. Какими способами можно получить из данной соли другую с тем же катионом или тем же анионом: NaCl AgCl; Ba(NO3)2 BaSO4;

Fe2(SO4)3 FeCl3; Na2CrO4 BaCrO4 ?

24. При помощи каких реакций можно осуществить следующие переходы:

Fe FeCl2 FeCl3 FeOHSO4 Fe2O3 Fe;

a) Zn ZnS ZnO (ZnOH)2SO4 ZnCl2 ZnO Zn .

b)

25. Какой объем CO2 (условия нормальные) потребуется для растворения 1,0 г свежеосажденного CaCO3? Какие процессы произойдут в растворе при:

а) кипячении, б) добавлении щелочи, в) добавлении соляной кислоты?

26. К какому классу относится каждое из следующих соединений: Cs2O;

Na[Al(OH)4]; H4SiO4; NO2; [Fe(OH)2]2SO4; Ca(HCO3)2?

27. Написать формулы оксидов, соответствующих указанным гидроксидам: H4SiO4, Cu(OH)2, H3AsO3, H6TeO6, Fe(OH)3 .

28. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: а) Ba BaO BaCl2 Ba(NO3)2 BaSO4; б) Mg MgSO4 Mg(OH)2 MgO MgCl2 .

29. Какие из указанных газов вступают в химическое взаимодействие с раствором щелочи: HCl, H2S, NO2, N2,Cl2, CH4, SO2, NH3? Написать уравнения соответствующих реакций .

30. Какие соли можно получить, имея в своем распоряжении CuSO4, AgNO3, K3PO4, BaCl2? Написать уравнения реакций и назвать полученные соли .

Лабораторная работа № 3

ХИМИЧЕСКИЕ ПРЕВРАЩЕНИЯ ВЕЩЕСТВ

Цель работы – установление генетической связи между классами неорганических соединений .

1. Напишите формулы гидроксидов (табл.1), соответствующих:

а) основному оксиду (гр. 2);

б) кислотному оксиду (гр. 3);

в) амфотерному оксиду ( гр. 4) .

Приведите названия гидроксидов по международной номенклатуре. Для сильных оснований и кислот приведите уравнения электролитической диссоциации .

2. Составьте молекулярные, полные и краткие ионно-молекулярные уравнения реакций (табл.1) взаимодействия:

а) кислоты (гр. 5) с основанием (гр. 6);

б) кислоты (гр. 5) с оксидами (гр.2, 4);

в) кислотного оксида (гр.3) с основаниями (гр. 6, 7);

г) кислотного оксида (гр. 3) с оксидами (гр. 2, 4);

д) основания (гр. 5) с оксидами (гр. 3,4) и с гидроксидом (гр. 7);

е) основного оксида (гр. 3) и амфотерного оксида (гр. 4) .

Назовите полученные соли .

3. Составьте молекулярные, полные и краткие ионно-молекулярные уравнения реакций получения амфотерного гидроксида (гр. 7) и взаимодействия его с азотной кислотой и щелочью. Назовите полученные соли .

4. Составьте молекулярные, полные и краткие ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия амфотерного оксида (гр.4) с серной кислотой и щелочью. Назовите полученные соли .

5. Напишите уравнения реакций взаимодействия гидроксида (гр. 7) с кислотой (гр. 5) с образованием всевозможных (нормальных, кислых и основных) солей .

Напишите уравнения электролитической диссоциации этих солей, их графические формулы и названия по международной номенклатуре .

6. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций соответствующих превращениям (табл. 2). Приведите названия реагентов .

Пример выполнения задания .

1. a) Основной оксид RaO образует основание Ra(OH)2. Это сильное основание, хорошо диссоциирует на ионы: Ra(OH)2 = Ra2+ + 2OH .

б) Кислотный оксид P2O5 реагирует с водой с образованием мета – и ортофосфорной кислот, это слабые кислоты, слабо диссоциируют на ионы

–  –  –

2КОН + Zn(OH)2 = K2Zn(OH)4 2К+ + 2OH- + Zn(OH)2 = 2K+ + Zn(OH)42 2OH + Zn(OH)2 = Zn(OH)42 K2Zn(OH)4 – тетрагидроксоцинкат калия .

е) Основной оксид СаО и амфотерный оксид ZnO .

CaO + ZnO = CaZnO2 CaZnO2 – цинкат кальция .

–  –  –

Основные свойства, взаимодействие с кислотой:

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O, Zn(OH)2 + 2H+ + 2NO3- = Zn2+ + 2NO3- + 2H2O, Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O .

Кислотные свойства, взаимодействие с основанием:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn(OH)4 Zn(OH)2 + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ +Zn(OH)42-, Zn(OH)2 + 2OH- = Zn(OH)42- + 2H2O .

Zn(NO3)2 – нитрат цинка, Na2Zn(OH)4 -гексагидроксоцинкат натрия .

4. Амфотерный оксид Al2O3, соответствующий гидроксид Al(OH)3 = H3AlO3 .

–  –  –

Лабораторная работа № 4

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА РЕАКЦИЙ

Цель работы – экспериментально определить теплоту нейтрализации. Показать, что при взаимодействии сильных кислот и щелочей тепловой эффект реакции одинаков .

Опыт 1. Определение теплоты реакции нейтрализации Экспериментальное определение тепловых эффектов реакций, протекающих в растворах, проводят с помощью установки, показанной на рисунке .

Установка состоит из калориметрического сосуда 1, внутреннего стакана 2, который помещен в наружный сосуд из органического стекла 3. Для уменьшения потерь тепла калориметрический сосуд и внутренний стакан не соприкасаются друг с другом, а также со стенками наружного сосуда. Наружный сосуд закрыт крышкой 4, в которой имеются три отверстия: для мешалки 5, воронки 6, через которую вводятся реагирующие вещества и термометра 7 .

Реакция нейтрализации (реакция взаимодействия кислоты с основанием) сопровождается выделением теплоты. Экспериментально установлено, что при нейтрализации 1 моль сильной одноосновной кислоты (HCl, HNO3) таким же количеством щелочи (KOH, NaOH) выделяется одинаковое количество теплоты HCl + NaOH = NaCl + H2O; H = -56,0 кДж, HNO3 + KOH = KNO3 + H2O; H = -56,0 кДж .

В краткой ионной форме эти уравнения имеют один и тот же вид H+ + OH- = H2O; H = -56, 0 кДж .

Сущность опыта заключается в том, чтобы с максимальной точностью измерить количество теплоты, выделившейся при нейтрализации известного количества сильной кислоты избытком сильного основания, пересчитать это количество теплоты на 1 моль воды и сопоставить полученное значение с известным .

Отмерьте мерным цилиндром 20-50 мл 1,0 М раствора кислоты (HCl или HNO3) и вылейте ее через воронку во внутренний стакан калориметра. Термометром через несколько минут, когда установится тепловое равновесие, запишите темперао туру кислоты в стакане с точностью до 0,1 С .

Затем мерным цилиндром налейте 20-50 мл 2 н раствор щелочи (NaOH или KOH по указанию преподавателя). Запишите максимальную температуру жидкости после сливания растворов. Экспериментальные данные занесите в таблицу .

–  –  –

Приняв, что плотность полученного раствора равна плотности воды, рассчитайте количество теплоты, выделившейся (или поглотившейся) при растворении, аналогично расчету в первом опыте. Пересчитайте количество теплоты на 1 моль вещества (полученное значение будет искомой энтальпией растворения вещества т.е. H = –Q) .

Контрольные вопросы и задания

1. Что называется стандартной теплотой (энтальпией) образования вещества?

2. Сформулируйте закон Гесса .

3. Как рассчитать тепловой эффект химической реакции, если известны теплоты образования исходных веществ и продуктов реакции?

4. Что такое теплота гидратации, теплота растворения?

5. Теплота растворения какой соли больше: безводного сульфата меди или его кристаллогидрата? Ответ мотивируйте .

6. Функциями состояния в любых условиях являются:

а) внутренняя энергия системы; в) работа;

б) энтальпия; г) энтропия .

7. Математическая запись первого закона термодинамики:

а) U = CP(T2 – T1); в) QV = U;

б) QP = H; г) Q = U + A .

8. Тепловой эффект процесса приобретает свойства функции состояния в условиях:

а) изобарных; в) изотермических

б) адиабатических; г) изохорных .

9. Вычислите количество теплоты, необходимое для нагревания 2,8г азота от 298 до 308К при постоянном объеме. Молярная теплоемкость азота равна 29,12 Дж·моль·К Составьте уравнение химической реакции тепловой эффект которой равен энтальпии образования силиката магния .

11. При взаимодействии 2,1г железа с ромбической серой выделилось 3,77 кДж теплоты. Вычислите энтальпию образования сульфида железа (II) .

12. Вычислите изменение энтальпии в ходе реакции SiO2 + C(графит) = Si + 2CO через энтальпии образования веществ – участников реакции при 298К. Какое количество теплоты выделится (поглотится) при образовании 1т кремния?

13. Какое количество теплоты выделится (поглотится) при растворении 8,0г NH4NO3 в 250мл воды?

14. Вычислите тепловой эффект реакции C4H10 = C2H6 + C2H4 при 298К через энтальпии сгорания веществ – участников реакции .

Рассчитайте количество тепла, которое выделится при сгорании 50 литров газообразного вещества .

–  –  –

Определите возможность разложения вещества до твердого оксида металла и газообразного оксида неметалла в соответствующих степенях окисления при температуре 298 К .

<

–  –  –

Лабораторная работа № 5

5 КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И КАТАЛИЗ

Цель работы - изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов: концентрации, температуры, катализатора .

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость гомогенной химической реакции Изучение зависимости скорости гомогенной реакции от концентрации реагирующих веществ проводится на примере реакции взаимодействия тиосульфата натрия и серной кислоты .

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3 Получающаяся тиосерная кислота неустойчива и легко разлагается H2S2O3 = S + H2O + SO2

Суммарно процесс можно представить так:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + SO2 + H2O Образующаяся в реакции нерастворимая в воде сера вызывает помутнение раствора .

Для определения скорости реакции необходимо измерить секундомером время от момента сливания растворов тиосульфата натрия и серной кислоты до появления первых признаков выделяющейся серы (слабое помутнение раствора). Зная время протекания реакции, можно определить скорость реакции как величину, обратную времени v = 1/ .

На стенках восьми пробирок напишите восковым карандашом номера: 1, 2, 3, 4, 5, 1а, 2а, 3а, 4а, 5а. В первые пять пробирок налейте из бюреток указанное в таблице количество миллилитров раствора тиосульфата натрия и воды. Таким образом, будут приготовлены пять растворов тиосульфата натрия различной концентрации .

(Результаты опыта зависят от точности отмеривания растворов!) В другие пять пробирок налейте из бюретки по 3 мл раствора серной кислоты. Составьте таблицу по образцу .

№ Объем, мл Относительная Время Скорость про- концентрация протекания реакции, Раствора бирок реакции, v = 1/ Na2S2O3 Na2S2O3 H2O H2SO4

–  –  –

Раствор сульфитной смеси – это сульфит натрия + серная кислота + крахмал .

Этот раствор во всех опытах берут объемом 5 мл .

В стакан с раствором 5 мл KJO3 (первый замер без воды) прилейте 5 мл раствора сульфитной смеси и по секундомеру зафиксируйте момент сливания. Перемешайте стеклянной палочкой и внимательно наблюдайте за раствором .

Зафиксируйте время появления синей окраски. Последующие замеры отличаются от первого тем, что раствор KJO3 содержит воду. Каждый замер выполните не менее трех раз. Результаты опытов запишите в таблицу (графа 5) .

Время от момента сливания до появления синей окраски обратно пропорционально скорости реакции. Поэтому скорость реакции можно выразить обратной величиной времени протекания реакции 1/t (графа 6) .

На миллиметровой бумаге постройте график зависимости "скорость реакции

– концентрация раствора KJO3", откладывая по оси абсцисс концентрацию раствора KJO3. Сделайте вывод о влиянии концентрации исходных веществ на скорость химической реакции .

–  –  –

Пробирки 2 и 2а поместите в термостат с температурой 300С, 3 и 3а в термостат с температурой 400C. После пятиминутного прогрева растворов до температуры опыта выньте пробирки 2 и 2а из термостата и быстро слейте растворы. Определите время протекания реакции при температуре 30 0С. Аналогично проведите опыты с пробирками 3 и 3а при 400C .

Результаты опытов запишите в таблицу .

Обработка результатов опыта

- рассчитайте скорости реакции при различных температурах. На миллиметровой бумаге постройте график зависимости скорости реакции от температуры, откладывая по оси абсцисс температуру, а по оси ординат – скорость реакции. График вклейте в журнал .

Рассчитайте температурный коэффициент реакции в интервале температур 30-40 C. Определите, во сколько раз увеличится скорость реакции, если температура повысится от 40 до 800C .

Опыт 4. Влияние катализатора на скорость химической реакции Изучить влияние катализатора на скорость реакции можно на примере восстановления перманганата калия .

Процесс протекает при комнатной температуре медленно. Ускоряют эту реакцию ионы марганца (II) .

В две пробирки поместить несколько капель раствора KMnO4, 1М раствора щавелевой кислоты и серной кислоты. В одну из них бросить кристаллик MnSO4. Через некоторое время отметить изменение окраски растворов в пробирках. Сделать вывод о роли MnSO4. Написать уравнение реакции .

2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O Опыт 5. Определение энергии активации реакции разложения тиосерной кислоты

1. Налейте в пробирку 1,5 мл приготовленного 0,2 М раствора тиосульфата натрия и 1,5 мл воды; в другую пробирку – 3 мл раствора серной кислоты. Быстро перелейте раствор серной кислоты в пробирку и перемешайте его трубочкой, опустив ее 2–3 раза до дна пробирки. В момент сливания растворов включите секундомер. Отметьте время, когда раствор перестает быть прозрачным, и запишите его в табл. Запишите в таблицу комнатную температуру .

2. Подготовьте пробирку 1,5 мл 0,2 М раствора тиосульфата натрия и 1,5 мл воды и пробирку с 3 мл раствора серной кислоты, как в эксперименте 1. Поместите пробирки в термостат, нагретый до ~40 °C на 5–7 мин. Не вынимая пробирку с тиосульфатом натрия из термостата, перелейте в нее раствор из пробирки с серной кислотой и перемешайте. Одновременно включите секундомер и отметьте время помутнения раствора. Температуру и время запишите в таблицу .

В отчете:

– кратко опишите методику выполнения опыта;

– на миллиметровой бумаге постройте график зависимости в координатах "1/t – температура", откладывая по оси абсцисс температуру;

– рассчитайте значение температурного коэффициента по формуле Вант–Гоффа из опытных данных;

– постройте график зависимости в координатах "lg(1/t) – 1/T", откладывая по оси абсцисс величину, обратную значению абсолютной температуры, и определите энергию активации для данной реакции;

k R T1T2 ln 2 k 1 и предэкспоопределите энергию активации по формуле E A T2 T1 ненциальный множитель реакции, построив график зависимости скорости реакции (ln ) от обратной температуры (1/T) на основе опытных данных .

Контрольные вопросы и задания

1. Дайте понятие истинной, средней скорости реакции .

2. Какова единица измерения скорости химической реакции, какова её размерность?

3. Что такое молекулярность реакции и чем она отличается от её порядка?

4. Дайте понятие кинетического уравнения, порядка реакции .

5. Для каких реакций частные порядки по реагентам в кинетическом уравнении совпадают со стехиометрическими коэффициентами уравнения реакции?

6. Какой физический смысл константы скорости химической реакции? От чего она зависит?

7. В чем физико-химический смысл энергии активации? Какие существуют методы определения энергии активации?

8. Что такое активационный барьер реакции, чем измеряется его «высота»?

9. Как влияет на скорость реакции охлаждение реакционного сосуда, т.е. химического реактора?

10. Могут ли реакции не иметь энергии активации и что это может означать?

11. До какого состояния идут обычно обратимые реакции?

12. Какие факторы определяют величину константы скорости ?

13. Каков физико-химический смысл константы скорости реакции? Какие факторы влияют на константу скорости реакции?

14. Какую размерность имеет константа скорости для реакции: а) 1-го порядка; б) 2го порядка; в) 3-го порядка .

15. Запишите кинетические уравнения для реакций, рассматривая их как элементарные:

а) NO2 + NO2 = N2O4

б) N2O5 = N2O4 + 1/2 O2 в) 2NO + O2 = 2NO2

16. При начальных концентрациях реагентов [A] 01 =2,310 - 3 моль/л и [B] 01 = 1,110 - 3 моль/л начальная скорость элементарной газофазной реакции A+B = 2C равна W01 = 2,510 - 3 моль/(лс). Какова будет начальная скорость этой реакции W02 при других начальных концентрациях [A] 02 = 1,910 - 3 и [B] 02 = 10 - 2 моль/л? Считать, что продукты реакции не влияют на скорость прямой реакции .

17. Вычислите, при какой температуре реакция закончится за 5 мин., если при 20С на это требуется 24 мин. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3 .

18. Выведите формулу, связывающую температурный коэффициент скорости реакции и энергию активации реакции EA .

19. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 30С до 50С, если энергия активации реакции равна 125 кДж/моль?

20. Константа скорости реакции при 600 К равна 7,5, а при 650 К - 450. Вычислите энергию активации и константу скорости при 700 К .

21. Напишите кинетическое уравнение химической реакции A + 2 B = C, рассматривая ее как элементарную. Определите, во сколько раз возрастет скорость реакции, если:

а) концентрация A увеличится в 2 раза;

б) концентрация B увеличится в 3 раза;

в) концентрация A и B увеличится в 2 раза .

22. Напишите кинетическое уравнение химической реакции A+B+CD+F, если известно, что при увеличении начальной концентрации вещества A в 2 раза начальная скорость реакции увеличивается в 4 раза, а при увеличении начальной концентрации вещества B в 2 раза начальная скорость реакции увеличивается в 2,83 раза, а при увеличении начальной концентрации вещества C скорость реакции не изменяется .

23. Как записать выражение закона действующих масс для следующих простых реакций?

2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г);

O2(г) + 2Zn(к) = 2ZnO(к) .

24. Как изменится скорость реакции 2NO(г) + Cl2(г) =2NOCl(г) при увеличении концентрации NO(г) в 3 раза?

25. Реакция H2 + I2 =2HI протекает с заметной скоростью с образованием активированного комплекса. Объясните её механизм .

26. Во сколько раз увеличится скорость реакции, для которой температурный коэффициент равен 2,5 при увеличении температуры от 40 до 900С?

27. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 300, если температурный коэффициент ее скорости равен 3?

28. Во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной реакций в системе:

2SО2(г.) + О2(г.) 2SО3(г.), если объем газовой смеси уменьшить в 3 раза?

29. Как изменится скорость реакции 2NO (г) + O2(г) 2 NO2(г), если:

а) увеличить давление в системе в 2 раза, б) повысить концентрацию NO в 2 раза, в) повысить концентрацию О2 в 2 раза?

30. Температурный коэффициент реакции равен 3. Во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении температуры на 40о?

Лабораторная работа № 6

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Цель работы - изучить влияние различных факторов на смещение химического равновесия .

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия Реакцию между хлоридом железа(III) и тиоцианатом калия можно выразить уравнением: FeCl3 + 3KNСS Fe(NСS)3 + 3KCl .

При смешивании растворов исходных веществ образуется малодиссоциирующее соединение – тиоцианат железа(III), который интенсивно окрашен в темно-красный цвет, FeCl3 – в желтый, KNСS и KCl – бесцветные. По изменению интенсивности окраски раствора можно определить направление смещения равновесия при изменении концентрации какого–либо из реагирующих веществ .

В пробирке смешайте по 3 мл разбавленных растворов хлорида железа(III) и тиоцианата калия. Полученный окрашенный раствор разлейте поровну в четыре пробирки. Первая пробирка остается для эталона. Во вторую пробирку добавьте 2–3 капли насыщенного раствора хлорида железа(III), в третью – несколько кристаллов тиоцианата калия, в четвертую всыпьте немного кристаллов хлорида калия, встряхните. Сравните окраску растворов в этих пробирках с окраской контрольного раствора в первой пробирке. Результаты запишите в табл .

–  –  –

В отчете заполните таблицу и укажите направление смещения равновесия .

Напишите выражение константы равновесия. Согласуется ли смещение равновесия, установленное Вами, с принципом Ле Шателье?

Опыт 2. Влияние рН среды на состояние химического равновесия К 1–2 мл 1моль/л раствора хромата калия добавляйте при встряхивании по каплям раствор серной кислоты до перехода желтой окраски в оранжевую, что 2– + 2– обусловлено превращением хромат–иона в дихромат–ион: 2CrO4 + 2H Cr2O7 + H2O .

При добавлении в полученный оранжевый раствор нескольких капель раствора щелочи окраска вновь переходит в желтую .

Напишите уравнение реакции взаимодействия дихромата калия с гидроксидом натрия в молекулярной и ионно-молекулярной формах и выражение константы изученного равновесия и объясните свои наблюдения на основании принципа Ле Шателье .

Опыт 3. Влияние температуры на смещение химического равновесия

Модельная реакция – образования комплекса иода с крахмалом:

I2 (раствор) + крахмал иодокрахмал Н0 Из веществ системы иодокрахмал окрашен в синий цвет, крахмал бесцветен, а разбавленные водные растворы иода в зависимости от концентрации иода окрашены в бедножёлтый цвет (сильно разбавленные растворы – бесцветны). Поэтому всякое изменение температуры оказывает влияние на изменение цвета раствора .

1. В две пробирки налейте небольшое количество раствора крахмала (крахмального клейстера) .

2. В обе пробирки добавьте по 3-4 капли спиртового раствора иода до появления синей окраски .

3. Одну пробирку нагрейте и наблюдайте изменение окраски, вторую – оставьте для контроля .

4. Когда окраска раствора изменится, охладите пробирку водой из-под крана и наблюдайте изменение окраски .

Результаты опытов сведите в табл .

–  –  –

рации температуры весия Обработка результатов опыта

1. Напишите выражение константы равновесия данной реакции. Укажите, как изменение температуры раствора влияет на смещение равновесия в системе .

2. Объясните, почему изменилась окраска раствора. Сделайте ВЫВОД о направлении смещения равновесия при нагревании и охлаждении раствора и укажите его стрелкой ( или ) .

Опыт 4. Влияние одноимённого (общего) иона на смещение равновесия в растворе слабой кислоты Налейте в пробирку 4-5 мл 2 моль/л раствора уксусной кислоты и добавьте 2 капли раствора метилоранжа .

Обратите внимание на цвет раствора. Полученный раствор разделите на две пробирки. В одну из них добавьте немного кристаллического ацетата натрия CH3COONa и перемешайте стеклянной палочкой. Сравните окраску растворов в обеих пробирках .

Обработка результатов опыта

1. Напишите уравнение ионизации уксусной кислоты и выражение её константы кислотности .

2. Выпишите из справочника значение константы кислотности уксусной кислоты и вычислите рН 2 моль/л раствора CH3COOH .

3. Объясните, почему изменилась окраска раствора уксусной кислоты после добавления ацетата натрия. Укажите стрелкой ( или ) направление смещения равновесия в растворе уксусной кислоты при увеличении концентрации ацетат-ионов .

Опыт 5. Влияние одноимённого (общего) иона на смещение равновесия в растворе слабого основания Налейте в пробирку 4-5 мл 2 моль/л раствора аммиака NH3 и добавьте 2 капли фенолфталеина .

Обратите внимание на цвет раствора. Полученный раствор разделите на две пробирки. В одну из них добавьте немного кристаллического хлорида аммония NH4Cl и перемешайте стеклянной палочкой. Сравните окраску растворов в обеих пробирках .

Обработка результатов опыта

1. Напишите уравнение ионизации раствора аммиака и выражение его константы основности .

2. Выпишите из справочника значение константы основности аммиака и вычислите рН с концентрацией 2 моль/л раствора аммиака .

3. Объясните, почему изменилась окраска раствора аммиака после добавления хлорида аммония. Укажите стрелкой ( или ) направление смещения равновесия в растворе аммиака при увеличении концентрации иона аммония .

Контрольные вопросы и задания

1. Какие реакции называются обратимыми и какие - необратимыми?

2. Какое состояние системы называют химическим равновесием?

3. На основании какого закона выводится выражение константы равновесия и как читается этот закон?

4. Что показывает константа химического равновесия и от каких факторов она зависит?

Влияет ли присутствие катализатора на константу равновесия?

5. Может ли измениться константа равновесия в ходе реакции?

6. Каких веществ, исходных или конечных, больше в равновесной системе, если

а) К 1;

б) К 1?

7. Что называется смещением или сдвигом химического равновесия?

8. Как формулируется принцип смещения химического равновесия (принцип Ле-Шателье)?

9. Как можно сместить равновесие в сторону неионизированных молекул в растворе:

а) слабой кислоты;

б) слабого основания .

10. Что называют химическим равновесием и какие факторы влияют на смещение химического равновесия?

11. В какую сторону сместится химическое равновесие в системах 2CO + O2 2CO2, Ho = –566 кДж .

СaCO3 CaO + CO2, H0 = 178 кДж .

При повышении: а) температуры; б) давления .

12. Рассчитать константу равновесия для обратимой реакции N2 + O2 2NO зная, что в состоянии равновесии [N2]р = 0,056 моль/л; [O2]р = 0,028 моль/л;

[NO]р = 0,044 моль/л .

13. Как следует изменить температуру, давление и концентрацию равновесной системы 2CO + O2 2CO2, Ho = –566 кДж, чтобы повысить выход диоксида углерода?

14. В системе А(г) + 2В(г) = С(г) равновесные концентрации равны [A] = 0,06 моль/л, [B] = 0,12 моль/л, [C] = 0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В .

2. Напишите выражение константы равновесия химической реакции: 2А + В 3С + 2D .

15. Найти значение константы скорости реакции А + В АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции равна 5,0•10-5 моль / л•мин ?

16. В каком направлении сместится равновесие в системе Н2О + СО СО2 + Н2 при добавлении паров воды ?

17. В каком направлении сместится равновесие в системе Ag+ + Cl- AgCl при добавлении хлорида натрия ?

18. В каком направлении сместится равновесие в системе 2СО (г) + О2(г) 2СО2, Н0 = – 566 кДж

а) при повышении давления; б) при понижении температуры?

19. Что называют константой химического равновесия? Зависит ли она от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления?

20. Как можно управлять химическим равновесием? Какие факторы влияют на смещение химического равновесия?

21. Если константа скорости прямой реакции много меньше или много больше константы скорости обратной реакции, как это влияет на числовое значение константы равновесия и выход продуктов реакции?

22. Равновесие реакции 2H2(г)+O2(г)2H2O(г) ; H0 смещается вправо при: 1) повышении температуры; 2) уменьшении давления; 3) увеличении давления?

23. В какую сторону сместится равновесие реакции 2SO2(г)+O2(г)2SO3(г); H0 при повышении температуры?

24. Определите константу равновесия реакции NOCl2(г)+NO(г) 2NOCl(г), если при некоторой температуре равновесные концентрации веществ составляют [NOCl2]=0,05; [NO]=0,55; [NOCl]=0,08 моль/л .

25. Увеличение давления сместит равновесие процесса влево в случае:

а 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г) в C (т) + O2 (г) CO2 (г)

–  –  –

Лабораторная работа № 7

6 ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ИХ КОНЦЕНТРАЦИИ

Цель работы - приобретение навыков приготовления растворов различной концентрации из сухой соли или более концентрированного раствора .

Опыт 1. Приготовление водного раствора из навески твердого вещества Получить значение процентной концентрации и рассчитать навеску соли хлорида натрия и воды, необходимых для приготовления 200 г у преподавателя .

При помощи воронки перенести данную навеску в мерный цилиндр емкостью 250 мл .

Добавить небольшое количество воды (50 % от расчетного) и растворить соль в воде. Затем, добавить остальную воду в цилиндр небольшими порциями и тщательно перемешать. Замерить плотность полученного раствора ареометром. Уровень жидкости должен быть ниже края цилиндра на 3-4 см. Осторожно опустите ареометр в раствор. Ареометр не должен касаться стенок цилиндра. Отсчет плотности по уровню жидкости производите по нижнему краю мениска жидкости. Его применение основано на том, что плавающее тело погружается в жидкость до тех пор, пока масса вытесненной им жидкости не станет, равна массе самого тела (закон Архимеда). В расширенной нижней части ареометра помещен груз, на узкой верхней части

– шейке - нанесены деления, указывающие плотность жидкости, в которой плавает ареометр .

Ареометр и отсчет по его шкале

Концентрацию исследуемого раствора находят, пользуясь табличными данными о плотности в зависимости от концентрации раствора. Плотность водных растворов хлорида натрия приведена в табл. По таблице найдите и запишите массовую долю (в %) раствора, отвечающую этой плотности .

Обработка результатов опыта

– кратко опишите методику приготовления раствора;

– по результатам измеренной плотности приготовленного раствора определите по таблице процентную концентрацию и определите погрешность приготовления раствора;

- рассчитайте молярную концентрацию приготовленного раствора .

Опыт 2. Приготовление раствора разбавлением более концентрированного раствора В мерный цилиндр наливают раствор хлорида натрия и ареометром определяют его плотность .

По таблице находят концентрацию исходного раствора [ в % ( масс) ] .

Получите у преподавателя задание на приготовление раствора. Рассчитайте объем исходного раствора и воды, необходимые для приготовления 150 мл раствора предложенной меньшей концентрации .

Исходный раствор поваренной соли отмеряют цилиндром на 100 мл и выливают в цилиндр емкостью 250 мл. Воду отмеряют тем же цилиндром что и исходный раствор. Вначале цилиндр ополаскивают небольшим объемом воды (50 % от рассчитанного объема) и выливают в цилиндр где находится исходный раствор, находящийся в цилиндре объемом 250 мл. Затем добавляют оставшийся объем воды и приготовленный раствор тщательно перемешивают. Проверяют плотность и концентрацию полученного раствора .

Обработка результатов опыта

– кратко опишите методику приготовления раствора;

– по результатам измеренной плотности приготовленного раствора определите по таблице процентную концентрацию и определите погрешность приготовления раствора;

- рассчитайте титр приготовленного раствора .

Контрольные вопросы и задания

1. Что называется раствором?

2. Что называется сольватацией?

3. Что называется сольватами?

4. Что называется гидратацией?

5. Что называется гидратами?

6. Три стадии процесса растворения

7. Тепловой эффект процесса растворения .

8. Что называется контракцией?

9. Что называется идеальным раствором?

10. Что называется ненасыщенным раствором?

11. Что называется насыщенным раствором?

12. Что называется пересыщенным раствором?

13. Что называется растворимостью вещества?

14. Какие вещества называют электролитами? По какому принципу их разделяют на сильные и слабые электролиты?

15. Напишите уравнения электролитической диссоциации известных вам сильных кислот и оснований в водных растворах .

16. Что служит количественными характеристиками процесса электролитической диссоциации?

17. В каком объёме воды (плотность воды = 1 г/мл) следует растворить 50 г соли для получения 10 % раствора?

18. Смешаны 200 г 20%(масс.) раствора фосфорной кислоты и 400 г 50% (масс.) раствора той же кислоты. Какова процентная концентрация кислоты в полученном растворе?

19. Найдите массу воды, необходимую для приготовления 1,5 моляльного раствора хлорида натрия, если имеется 10 г NaCl .

20. Какую массу раствора с массовой долей карбоната натрия 40% надо прибавить к воде объемом 40 мл для получения раствора с массовой долей соли 6%?

21. Какого объема раствор с массовой долей СuSO4, равной 1% ( = 1,02 г/мл), потребуется для растворения 100 г медного купороса CuSO4•5H2O, если надо получить раствор, в котором массовая доля СuSO4 составляла бы 10% ?

22. Для приготовления 5%-ного (по массе) раствора MgSO4 взято 400 г MgSO4 •7H2O. Найдите массу полученного раствора .

23. К 100 мл 10%-ного раствора хлорида калия (=1,063 г/мл) прибавили 100 мл воды. Вычислите массовую долю вещества в полученном растворе .

24. К раствору массой 250 г, массовая доля соли в котором составляет 10%, прилили воду объемом 150 мл. Приняв плотность воды равной 1 г/мл, определите массовую долю соли в полученном растворе .

25. Сколько мл 0,5 М раствора H2SO4 можно приготовить из 15 мл 2,5 М раствора?

26. Какой объем 0,1 М раствора H3PO4 можно приготовить из 75 мл 0,75 н .

раствора?

27. Плотность 40%-ного (по массе) раствора HNO3 равна 1,25 г/мл. Рассчитайте молярность, моляльность и нормальность этого раствора .

28. Какой объем 10% (по массе) H2SO4 (=1,07 г/мл) потребуется для нейтрализации раствора, содержащего 16,0 г NaOH ?

29. Вычислить массу воды, необходимую для приготовления 200 г 20%-ного раствора нитрата натрия .

30. В 5 л раствора содержится 17,1 г Ba(OH)2. Определить молярную концентрацию раствора .

Лабораторная работа № 8

7 ИОННОЕ РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ



Pages:     | 1 || 3 |
Похожие работы:

«Машиностроение и машиноведение CALCULATION OF THE TEMPERATURE CONDITION OF THE RODS TURBOGENERATORS WITH AIR COOLING IN SHORT CIRCUIT MODES A.V. Tretyak Detailed analysis of the existing calculation methods of bars heat state of Turbogenerators was performed, deficiency of the existing methods were taken in to...»

«Д И ФФЕРЕНЦИ АЛЬНЫ Е'УРАВН ЕН И Я г., ТОМ 24, N 5 М АП 1988 Л Ю Д И С О В Е Т С К О Й Н АУ К И ВЛАДИМИР АЛЕКСАНДРОВИЧ ИЛЬИН (К 60-летию со дня рождения) 2 м а я 1988 г . исполнилось 60 лет в ыдаю щ емуся советскому ученому, крупнейшем у специалис...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ РОССИЙСКАЯ АКАДЕМИЯ НАУК НАУЧНЫЙ СОВЕТ РАН ПО КОМПЛЕКСНОЙ ПРОБЛЕМЕ "ФИЗИКА НИЗКОТЕМПЕРАТУРНОЙ ПЛАЗМЫ" ДАГЕСТАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ФИЗИЧЕСКАЯ Э...»

«Вестник ДВО РАН. 2014. № 4 Наука – это стиль и смысл жизни Интервью академика В.И. Сергиенко Сергиенко Валентин Иванович – действительный член Российской академии наук, доктор химических наук, профессор, директор Института химии ДВО РА...»

«М.А. Гасанов ИСПОЛЬЗОВАНИЕ БЕНТОНИТОВОЙ ГЛИНЫ ДЛЯ АДСОРБЦИОННОЙ ОЧИСТКИ СТОЧНЫХ ВОД МЯСОКОМБИНАТОВ ПРИ ВОЗДЕЙСТВИИ ЭЛЕКТРИЧЕСКИХ РАЗРЯДОВ Институт физики НАН Азербайджанской Республики, пр. Г. Джавида,33, АЗ-1143, Баку, Азербайджан Изучена очистка сточных вод мясокомбинатов адсорбентом гранул...»

«Шумихина К.А., Пушкарева Н.Б. Shumihina K.A., Pushkareva N.B.РАЗРАБОТКА И ВНЕДРЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОГО ОБРАЗОВАТЕЛЬНОГО КОНТЕНТА ПО ДИСЦИПЛИНЕ "ФИЗИКА"DEVELOPMENT AND IMPLEMENTATION OF AN ELECTRONIC EDUCATIONAL CONTENT FOR THE SUBJECT "PHYSICS",...»

«Конспект лекций по курсу общей физики Часть II “Электричество и магнетизм” Лекция № 10 7. МАГНИТНОЕ ПОЛЕ В ВЕЩЕСТВЕ 7.1. Природа магнитных полей в веществе Экспериментально доказано, что все вещества обладают магнитными свойствами, т.е. тем...»

«Известия высших учебных заведений. Поволжский регион ХИМИЯ УДК 544.7 : 54.058 DOI: 10.21685/2307-9150-2016-2-4 Н. Г. Вилкова ВЛИЯНИЕ СВОЙСТВ ПЕН И ПЕННЫХ ПЛЕНОК НА ФЛОТАЦИОННОЕ ВЫДЕЛЕНИЕ ОРГАНИЧЕСКОЙ ЖИДКОСТИ Аннотация. Актуальность и цели. Флотация представляет собой процесс разделения...»

«Вестник СГТУ. 2014. № 2 (75) ХИМИЯ И ХИМИЧЕСКИЕ ТЕХНОЛОГИИ УДК 621.319.2 М.Ю. Васильков, Е.А. Бусыгина, Л.В. Никитина, И.Д. Кособудский ПОЛУЧЕНИЕ ПОЛИМЕРНЫХ КОМПОЗИЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ, ОБЛАДАЮЩИХ ЭЛЕКТРЕТНЫМИ СВОЙСТВАМИ, И ИЗУЧЕНИЕ ИХ ЭЛЕКТРИЧЕСКИХ...»

«Итоги XXVI Открытой московской естественнонаучной конференции "Потенциал" 17-181 февраля 2017 года Секция "Физика Физический эксперимент на уроке" место ФИО ОУ тема руководитель Слепнев А. А. ГБОУ Лицей №1502 при МЭИ Изучение влияния характеристик ги...»

«восстановления плотности зеленой фитомассы по результатам моделирования // Исследование Земли из космоса. 2002, № 1. С . 72–80. Пригожин И., Стенгерс И. Время, хаос, квант: к решению парадокса времени. М.: Прогресс. 1994. Козодеров В.В., Косолапов В.С., Садовничий В.А. и др. Космическое землеведе...»

«ВСТУПИТЕЛЬНОЕ СЛОВО Давид Гильберт был одним из истинно великих математиков своего времени. Его труды и его вдохновляющая личность учёного оказали глубокое влияние на развитие математических наук вплоть до настоящего времени. Его проникновенная интуиция, его т...»

«Лащевский Алексей Романович ОСОБЕННОСТИ ДИСПЕРСНОГО РАСПРОСТРАНЕНИЯ В ИОНОСФЕРЕ ДЕКАМЕТРОВЫХ ЛИНЕЙНО-ЧАСТОТНО-МОДУЛИРОВАННЫХ РАДИОСИГНАЛОВ С РАЗЛИЧНОЙ СРЕДНЕЙ ЧАСТОТОЙ СПЕКТРА Специальность: 01.04.03 – Радиофизика АВТОРЕФЕРАТ диссертации на соискание ученой с...»

«Копотков Вячеслав Александрович МОЛЕКУЛЯРНЫЙ ДИЗАЙН НОВЫХ МАГНИТН О-АКТИВНЫХ КООРДИНАЦИОННЫХ СОЕД ИНЕНИЙ НА ОСНОВЕ КОМПЛЕКСОВ МАРГАНЦА С ПОЛИДЕНТА ТНЫМИ (N 2 O 2 И N 3 O 2 ) ОСНОВАНИЯМИ ШИФФА 02.00.04 – физическая хим...»

«ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1. ХИМИЯ S-ЭЛЕМЕНТОВ 1.1. ЩЕЛОЧНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ (IA-ГРУППА) 1.1.1. Окрашивание пламени 1.1.2. Малорастворимые соли лития 1.2. ЭЛЕМЕНТЫ IIA-ГРУППЫ БЕРИЛЛИЙ И МАГНИЙ 1.2.1. Простые вещества 1.2.2. Оксиды, бинарные соединен...»

«УДК 541.135 Е.В. Аверин, К.Н. Смирнов, Н.С. Григорян, В.И. Харламов Российский химико-технологический университет им. Д.И . Менделеева, Москва, Россия СОВЕРШЕНСТВОВАНИЕ ПРОЦЕССА ЭЛЕКТРООСАЖДЕНИЯ ОЛОВА ИЗ КИСЛЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ* Comparative researches of electrolytes on the basis of sulphuric acid and methylsulfonic acid...»

«Министерство образования и науки, молодёжи и спорта Украины Институт инновационных технологий и содержания образования ^Ш Всеукраинская ученическая олимпиада по математике III этап 7 класс Уровень "А"1. Найдите все такие четырёхзначные числа аЪЫ, для которых выполняется равенств...»

«Машиностроение и машиноведение УДК 621.9.047 : 004.94 МОДЕЛИРОВАНИЕ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОЙ ОБРАБОТКИ ПРОВОЛОЧНЫМ ЭЛЕКТРОДОМ-ИНСТРУМЕНТОМ: ВЛИЯНИЕ СКОРОСТИ ПЕРЕМЕЩЕНИЯ ИНСТРУМЕНТА НА ГЕОМЕТРИЮ РЕЗА В.М. Волгин, До Ван Донг Представлены приближенные мо...»

«1 Радиохимия, т.46, №1(2004) 78-83 ЭМАНАЦИОННО-ТЕРМИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ БАЗАЛЬТОВЫХ ВОЛОКОННЫХ АДСОРБЕНТОВ И.Н.Бекман1, И.М.Бунцева1, В.Балек2 Московский государственный университет, химический факультет Институт ядерных исследований, Чехия УДК 539.219.3: 541.183 Комплексный эманационно-термически...»

«МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. М.В. ЛОМОНОСОВА Лазарев Александр Алексеевич Гафаров Евгений Рашидович ТЕОРИЯ РАСПИСАНИЙ ЗАДАЧИ И АЛГОРИТМЫ МОСКВА – 2011 УДК 519.854.2 ББК Л Рецензенты: д.т.н., профессор В.Н. Бурков; д.ф.-м.н., проф...»

«Физически корректная модель солнечного освещения, задаваемая изображением с большим динамическим диапазоном Валиев И.В.; Волобой А.Г., к.ф.-м.н.; Галактионов В.А., д.ф.-м.н. Институт прикладной математики им. М.В.Келдыша РАН, г. Москва 1. Введение Человек...»

«февраль 1989 г. Том 157, вып. 2 У~С И ФИЗИЧЕСКИХ НАУК 537.614 СПИНОВЫЕ СТЕКЛА И НЕЭРГОДИЧНОСТЬ И. Я. Коренблит,.. Шендер (Ленинградский институт ядерной физики им. Б. П . Константинова АН СССР) СОДЕР...»

«В. С. Каминский, М. Б. Барбин, Л. Ф. Долина, К. И. Сафронова, М. С. Соколова.ИНТЕНСИФИКАЦИЯ ПРОЦЕССОВ ОБЕЗВОЖИВАНИЯ ИНТЕНСИФИКАЦИЯ ПРОЦЕССОВ ОБЕЗВОЖИВАНИЯ УДК 622.744 Интенсификация процессов обезвожив...»

«ОТЧЕТ о научной и научно-организационной работе в 2014 году Лаборатории терпеновых соединений НИОХ СО РАН ОТЧЕТ о научно-исследовательской и научно-организационной работе в 2014 году Лаборатории терпеновых соединений Учрежде...»

«25 27-ДНЕВНЫЕ ВАРИАЦИИ ГЛОБАЛЬНОГО ЭЛЕКТРОННОГО СОДЕРЖАНИЯ ВО ВРЕМЯ 23-ГО ЦИКЛА СОЛНЕЧНОЙ АКТИВНОСТИ 27-DAY VARIATIONS OF GLOBAL ELECTRON CONTENT DURING 23rd CYCLE OF SOLAR ACTIVITY Э.Л. Афраймович1, Э.И. Астафьева1, И.В. Живетьев2, Ю.В. Ясюкевич1 Институт солнечно-земной физики СО РАН, Институт космофизических ис...»

«УДК 539.1 Лубашевский Алексей Владимирович Результаты поиска WIMP в эксперименте EDELWEISS Специальность: 01.04.16 – физика атомного ядра и элементарных частиц Диссертация на соискание ученой степени кандидата физико-математических наук Научный руководитель – канд. физ.-мат. наук Е.А....»

«_ Российская академия наук ИОФ РАН Федеральное государственное бюджетное учреждение науки Институт общей физики им. А.М . Прохорова Российской академии наук ПРИКАЗ 26.09.2016 г. Москва № А-1609-26-1 О порядке...»

«Пояснительная записка Курс химии 9 класса продолжает одноименный курс 8 класса и развивает полученные первоначально теоретические сведения на богатом фактическом материале химии элементов. Изучение химии на ступени основного общего образования направле...»

«СЕМЬ И СЕМЬ ФАЗ Александров Н.Н. Просто семь "Это таинственное число, и тайна, заключающаяся в нем, должна быть великой важности, ибо так часто является оно нам" Агриппа Напомним для начала набор выражений о числе семь (древнерусское седмь):• семь цветов радуги, • семь Небес, • се...»

















 
2018 www.new.z-pdf.ru - «Библиотека бесплатных материалов - онлайн ресурсы»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 2-3 рабочих дней удалим его.