Методические рекомендации к теме

Раздел химии, изучающий скорости и механизмы протекания реакций, называется химической кинетикой. Главными вопросами этой темы являются закон действия масс и химическое равновесие. Hеобходимо знать, что понимают под скоростью гомогенной и гетерогенной реакции, от каких факторов она зависит, что такое химическое равновесие, когда оно наступает в обратимых реакциях, уметь применять принцип Ле Шателье к различным обратимым процессам. Учение о скорости химической реакции и о химическом равновесии имеет огромное практическое значение, так как позволяет управлять химическими процессами на производстве. При рассмотрении вопроса о скорости реакций необходимо различать гомогенные и гетерогенные реакции. Гомогенная реакция протекает во всем объеме системы, а гетерогенная реакция протекает на поверхности твердого вещества (фазы). Поэтому определения скорости гомогенной и гетерогенной реакций различны. Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы:

где v_гомог. – скорость гомогенной реакции, моль/л; n – количество вещества, моль; V – объем системы, л; t – время; С – концентрация, моль/л.

Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы:
где S – площадь поверхности фазы.

Скорость химической реакции зависит от следующих факторов: 1. Природа реагентов. Здесь большую роль играет характер химических связей в со­единениях, строение их молекул. Например, выделение водорода цинком из раствора соляной кислоты происходит значительно быстрее, чем из раствора уксусной кислоты (СН₃СООН), так как полярность связи H - Cl больше, чем для связи О - Н в молекуле СН₃СООН. 2. Концентрация реагирующих веществ. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс: скорость элементарной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции. Для реакции 2NO + O₂ = 2NO₂ кинетическое уравнение согласно закону действующих масс имеет вид: v = k C²(NO) · C(O₂) , где v - скорость реакции; С(NO) и C(О₂) - концентрации оксида азота (II) и кислорода, моль/л; k – константа скорости данной реакции. В случае гетерогенных реакций,Гетерогенные реакции протекают на границе (поверхности) раздела фаз, например между веществами, находящимися в жидкой и твердой фазах. имеющих большое значение в технике (горение твердого топлива, коррозия металлов и т.д.), скорость процесса возрастает при увеличении поверхности контакта фаз. Для этого используют измельчение твердой фазы. В кинетическом уравнении для гетерогенной реакции концентрация твердой фазы не учитывается. Например, для горения углерода C_(т) + O_2(г) → CO_2(г) выражение закона действующих масс выглядит следующим образом: v = k · С(O₂)_. Разумеется, характеристики твердого веществаПод характеристиками твердого вещества здесь понимаются его химическая природа (состав), форма и размеры частиц, дефекты кристаллической структуры и т.д. влияют на скорость реакции, но это влияние отражается величиной константы скорости k. Сумма показателей степеней в кинетическом уравнении называется порядком реакции. Так для реакции А = Д + В кинетическое уравнение имеет вид: ν = - ΔС/Δ t = k ∙ C_A, где k – константа скорости, С_A – концентрация исходного вещества A. Так как показатель степени С равен единице, то данная реакция является реакцией первого порядка (мономолекулярная). Прологарифмировав данное уравнение, получают зависимость константы скорости от времени реакции:
где С₀ –начальная концентрация или масса вещества; С–прореагировавшее количество; (С₀ – С) – конечная концентрация, t – время реакции. Для характеристики скорости реакций первого порядка часто пользуются периодом полураспада τ(промежуток времени, в течение которого реагирует половина взятого количества вещества): τ= 0,69/k(8) Для реакций второго порядка (бимолекулярные), например, А + В = С скорость определяется уравнением: ν = - ΔС/Δ t = K ∙ C_А ∙ С_Ви зависимость константыскорости от времени реакции:

где С_A и С_В –начальные концентрации или количества веществ А и В; С–прореагировавшее количество; (С_А – С) и (С_В – С) – конечные концентрации, t – время реакции. Если С_A = С_В , то

Период полупревращения (для случая равных начальных концентраций):

Следует помнить, что молекулярность и порядок реакции совпадают для элементарных реакций, проводимых при близких концентрациях исходных веществ. 3. Температура реакции. Зависимость скорости реакции от температуры передается уравнением Вант-Гоффа
, (12)

где v₁ и v₂ - скорости реакции при температурах t₁ и t₂ cоответственно; γ - температурный коэф­фициент скорости реакции (для многих реакций γ = 2...4). Это правило говорит о том, что скорость реакций возрастает в 2 - 4 раза при увеличении температуры на 10 °С. Для более точных расчетов кинетических параметров реакций в зависимости от температуры ис­пользуют уравнение Аррениуса:
где k₀ - предэкспоненциальный множитель; E_a - энергия активации реакции; R - универсальная газовая постоянная, R = 8,313 Дж/(моль·К); Т— абсолютнаятемпература. Энергия активации(E_a) является одной из важнейших характеристик реакции и показывает коли­чество энергии, которым должны обладать молекулы, вступающие в элементарный акт взаимодействия. Если реагирующие молекулы обладают запасом энергии меньшим, чем энергия активации, то они не смогут вступить во взаимодействие. 4. Поверхность соприкосновения реагентов. Чем больше поверхность соприкосно­вения реагирующих веществ, тем быстрее протекает реакция. Реакция в растворах про­текает практически мгновенно. 5. Катализатор. Большое влияние на скорость реакции оказывают катализаторы – вещества, увеличивающие скорость реакции, но не входящие в состав продуктов. Многие химические реакции являются обратимыми, т.е. протекают как в прямом, так и в обратном направлениях. Состояние обратимой системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. При химическом равновесии не происходит изменение концентраций вещества в системе (устанавливаются так называемые равновесные концентрации веществ), однако это не означает, что химическая реакция не протекает: она идет, но с одинаковыми ско­ростями в двух противоположных направлениях. Такое равновесие является динамиче­ским. Закон действующих масс применимо к состоянию равновесия гласит: константа равновесия прямо пропорциональна произведению равновесных концентраций исходных веществ и обратно пропорциональна произведению равновесных концентраций продуктов реакции, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов. Для системы N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ + Q закон имеет вид:

где [NH₃], [N₂] и [H₂] − равновесные концентрации аммиака, азота и водорода соответственно; К_р – константа равновесия. Константа равновесия – это постоянная величина, показывающая во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции. Если К_р >1 в системе протекает прямая реакция, если К_р <1 протекает обратная реакция и если К_р =1 система находится в равновесии. Химическое равновесие можно сместить, т.е. изменить равновесные концентрации веществ. В соответствии с принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, дав­ление, концентрацию веществ), то равновесие сместится в сторону протекания той реакции, которая ослабляет это воздействие. Разберем, как работает этот принцип на примере реакции синтеза аммиака. Так как прямая реакция экзотермическая, а обратная эндотермическая, то по принципу Ле Шателье выход продукта увеличится, если понизить температуру. Прямая реакция идет с уменьшением концентрации исходных веществ и увеличением концентрации продукта реакции. Следовательно, для увеличения выхода продукта реакции необходимо повысить концентрацию исходных веществ. Прямая реакция идет с уменьшением числа молей веществ. Следовательно, для ее протекания необходимо повысить давление. Отсюда вытекают следующие выводы: 1) повышение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону прямой реакции и наоборот, повышение концентрации продуктов реакции, смещает равновесие в сторону обратной реакции. 2) повышение температуры способствует протеканию эндотермического процесса, а понижение температуры способствует протеканию экзотермического процесса; 3) при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ. При понижении давления равновесие смещается в сторону увеличения числа молей газообразных веществ. 4.3 Примеры решения задач

Задача 1. Как изменится скорость реакции 2SO₂ + O₂ = 2SO₃, если уменьшить объем газовой смеси в 3 раза? Решение: 1) согласно закону действующих масс скорость реакции до уменьшения объема равна

2) скорость реакции после уменьшения объема в 3 раза увеличилась, так как концентрация увеличилась в 3 раза 3) изменение скорости определяется отношением:

Следовательно, скорость реакции увеличилась в 27 раз.

Задача 2. Как изменится скорость реакции синтеза аммиака N₂ + 3H₂ = 2NH₃ при уменьшении давления в 2 раза. Решение: При уменьшении давления в 2 раза концентрация газообразных веществ также уменьшится в 2 раза. 1) Составляем кинетическое уравнение для скорости до уменьшения давления: 2) После уменьшения давления концентрации уменьшились в 2 раза. Поэтому кинетическое уравнение примет вид: 3) Находим отношение скоростей:
Следовательно, скорость реакции уменьшилась в 16 раз. Задача 3.Период полураспада изотопа ₉₇Th равен 44 с. Определить константу скорости и время, в течение которого от исходного количества 1г останется 20%. Решение: 1) Находим конечную массу вещества: 1 ∙ 0.2 = 0,2г; 2) Используя уравнение (8), рассчитываем константу скорости: k = 0,69/τ = 0,69/44 = 0.0157 л/(моль·с); 3) Время рассчитываем по уравнению (7):
Задача 4. Для химической реакции А → В константа скорости k = 0,5, исходная концентрация С_А =1 моль/л. На основании этих данных определите степень превращения вещества А за время t = 1ч, если реакция идет: а) по нулевому; б) первому; в) второму порядку. Как зависит степень превращения от порядка реакции? Решение: 1) Для реакции, протекающей по нулевому порядку k = С/t , где С – прореагировавшее количество вещества. Произведем расчет 0,5 = С/1; т. е. С = 0,5 моль/л; 2) Для реакции, протекающей по первому порядку, согласно уравнению (7): 0,5 = 2,3/1^.lg[1/(1-С)]; 0,5/2,3 = −lg(1-С); С = 0,39 моль/л; 3) Для реакции, протекающей по второму порядку, согласно уравнению (10): 0,5 = 1/1^.[С/1(1-C)]; 0,5 = C/(1-C); C= 0,33моль/л. Расчеты показали, чем выше порядок, тем меньше степень превращения, тем медленнее идет реакция.

Задача 5. При 20^оС некоторая реакция заканчивается за 3 часа. Рассчитайте значение температуры, при котором реакция закончится в течение 30 мин (температурный коэффициент γ принять равным 2). Решение: Чем выше скорость, тем быстрее заканчивается реакция. Используя эту обратную зависимость, можно записать уравнение (12) в следующем виде:

Задача 6. При температуре 22^оС молоко скисает за 8ч. Как долго можно хранить молоко в холодильнике при температуре 4^оС? Энергия активации реакции, приводящей к скисанию молока, равна 75 кДж/моль. Время скисания можно принять обратно пропорциональным константе скорости. Решение: 1) Исходя из уравнения Аррениуса (формула 13) имеем и или в логарифмической форме: ln k₁ = ln k₀ – E_a /RT₁ (1) ; ln k₂= ln k₀ – E_a /RT₂ (2) 2)Вычтем из уравнения (1) уравнение (2): ln k₁ - ln k₂ = E_a /RT₂ – E_a /RT₁ или
3) Учитывая, что время обратно пропорционально константе скорости и подставляя данные задачи, имеем

Задача 7. В гомогенной системе А + 2В ↔ АВ₂ равновесные концентрации реагирую­щих газов: [А] = 0,3 моль/л; [В] = 0,6 моль/л; [АВ₂] = 1,08 моль/л. Вычислите кон­станту равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В. Решение: 1) Запишем математическое выражение константы равновесия для данной реакции: и подставим в это уравнение указанные в условии величины равновесных концентраций:

2) Согласно уравнению реакции n(A) =n(AB₂), а n(B) = 2n(AB₂). Так как на момент равновесия образовалось 0,108 моль вещества АВ₂ , то на его образование израсходовалось n(A) = 0,108 моль и n(B) = 2·0,108 = 0,216 моль. Для лучшего понимания решения задачи рекомендуется составить следующую таблицу

Из таблицы ясно, рассчитать исходные концентрации реагентов необходимо сложить израсходованные и равновесные концентрации: С_исх(A) = С_израсх(A) + [A] = 0,108 + 0,3 = 0,408 моль/л С_исх(В) = С_израсх(В) + [В] = 0,216 + 0,6 = 0,816 моль/л Необходимо помнить, что в расчетах по уравнению реакции можно рассчитыватьиспользовать израсходованные концентрации реагентов и равновесные продуктов, т.е. выделенный сектор таблицы.

Задача 8. Исходные концентрации веществ в реакции 2NO + O₂ ↔ 2NO₂ равны: С_исх(NO) = 4,2 моль/л; С_исх(О₂) = 2,25 моль/л. Равновесие наступило, когда прореагировало 20% кислорода. Рассчитайте равновесные концентрации веществ. Решение: 1) Рассчитаем израсходованную концентрацию кислорода: С_израсх(О₂) = 2,25 · 0,2 = 0,45 моль /л

2) Составляем таблицу и вносим в нее данные

По уравнению реакции рассчитываем израсходованную концентрацию NO и равновесную продукта NO₂: n (NО) = 2 n(O₂) = 2 · 0,45 = 0,9 моль; n (NО₂) = 2 n(O₂) = 2 · 0,45 = 0,9 моль Следовательно, С_израсх (NО) = 0,9 моль/л; [NО₂] = 0,9 моль/л. 4) Равновесные концентрации реагентов рассчитаем как разницу между исходными и израсходованными концентрациями: [NО] = С_исх(NО) - С_израсх(NО) = 4,2 – 0,9 = 3,3 моль/л; [О₂] = С_исх(О₂) - С_израсх(О₂) = 2,25 – 0,45 = 1,8 моль/л.

4.4 Практическое занятие № 3 «Скорость реакции и методы ее регулирования. Закон действующих масс»

Цель: разобраться в закономерностях влияния концентрации реагирующих веществ и температуры на скорость реакции, отработка навыков расчетов скорости химических реакций при изменении температуры, концентрации реагирующих веществ, энергии активации реакций. Вопросы для обсуждения: 1. Что изучает химическая кинетика? Какие процессы называются гомогенными и гетерогенными? 2. Что понимают под средней скоростью гомогенной и гетерогенной реакций? 3. Является ли скорость реакции величиной постоянной для данного процесса? Можно ли по данным величинам скоростей реакций (при одинаковых условиях) судить о быстроте того или иного процесса? От каких факторов зависит скорость химической реакции? 4. Дайте формулировку закона действующих масс. Приведите его математическое выражение на примере реакции окисления оксида серы (IV) в оксид серы (VI). Что такое константа скорости реакции? Что она характеризует? От каких внешних факторов зависит? 5. Сравните понятия «молекулярность» и «порядок» реакции. Выразить математически скорость следующих химических реакций, определить молекулярность и суммарный порядок каждой реакции: 1) СаО _(тв) + СО_{2 (г)} ®СаСО_{3 (тв)} 2) 2NO + O₂®2NO₂ 6. Какие реакции называются реакциями первого порядка. Каким уравнением они описываются? Что такое период полураспада? 7. Математическое выражение закона Вант-Гоффа. Физический смысл температурного коэффициента. 8. В чем сущность теории Аррениуса, описывающей влияние температуры на скорость реакции? Что такое энергия активации? Зависимость между энергией активации и скоростью химической реакции. 9. Что такое катализатор? В чем суть его действия для гомогенного катализа? В чем заключается селективность катализатора? 10. В чем особенность гетерогенного катализа? Примеры. Упражнения и задачи для закрепления материала и отработки навыков: 1. Во сколько раз следует увеличить давление газовой смеси, чтобы скорость тримолекулярной реакции 2 NO_(г)+О_2(г) = = 2 NO_2(г) увеличилась в 1000 раз? 2. Период полураспада радиоактивного изотопа ¹³⁷Cs, который попал в атмосферу в результате Чернобыльской аварии, - 29,7 года. Через какое время количество этого изотопа составит менее 10% исходного? 3. Во сколько раз необходимо увеличить концентрацию вещества А, чтобы при уменьшении концентрации вещества В в четыре раза скорость реакции 2 А _(г) + В _(г) = С _(г) не изменилась? 4. Вычислите температурный коэффициент скорости реакции, если константа скорости ее при 100 ^оС составляет 2,5∙10^-6, а при 150 ^оС – 2^.10^-4. 5. Во сколько раз увеличится скорость атмосферной коррозии металлической конструкции при повышении температуры воздуха с 20 до 30⁰С, если температурный коэффициент равен 2? 6. Какой должна быть энергия активации, чтобы скорость реакции увеличивалась в три раза при возрастании температуры с 300 К до 500 К?

4.5 Тесты для самоконтроля Тест 1 1. Укажите гомогенную систему: 1) СаСО₃ ® СаО + СО₂ 2) СО₂ + С = 2СО 3) 2СО + О₂ ® 2СО₂ 4) С + О₂ = СО₂ 2. Укажите правильное кинетическое уравнение для системы: 2Fe + 3Cl₂® 2FeCl₃ 1) ν = k [Fe]² [Cl₂]³ 2) ν = k [3Cl₂] 3) ν = k [2Cr] [3Cl₂] 4) ν = k [Cl₂]³ 3. Если реакция при 25⁰С заканчивается за 16 секунд, а при 55⁰С за 2 сек, то температурный коэффициент скорости реакции равен 1) 2 2) 0,5 3) 2,67 4) 8 4. Увеличение скорости реакции под действием катализатора происходит в результате… 1) уменьшения концентрации реагентов 2) увеличения температуры3) уменьшения энергии активации 4) увеличения концентрации реагентов 5. При увеличении концентрации кислорода в 3 раза скорость реакции

4NH₃ + 3O₂ ↔ 2N₂ + 6H₂O при условии ее элементарности увеличится в ____ раз 1) 27 2) 9 3) 81 4) 18 6. Скорость химической реакции характеризует: 1) изменение количеств веществ за единицу времени в единице объёма или единице площади; 2) время, за которое заканчивается химическая реакция; 3) число структурных единиц вещества, вступивших в химическую реакцию; 4) движение молекул или ионов реагирующих веществ относительно друг друга. 7. Системы, в которых существуют поверхности раздела, отделяющие друг от друга части системы, различающиеся по свойствам, называются .…. 1) гетерогенными 2) гомогенными 3) изолированными 4) открытыми 8. Скорость какой реакции не зависит от концентрации реагирующих веществ 1) 2НCl → H₂ + Cl₂ 2) CuO + C → Cu + CO 3) CO₂ + C → 2CO 4) 2Cu + O₂ → 2CuO 9. Для смещения равновесия в системе 2NOCl_(г) ↔ 2NO_{(г)_}+ 2Cl_2(г), ΔH > 0, в сторону исходного вещества необходимо 1) ввести катализатор 2) уменьшить давление 3) уменьшить температуру 4) увеличить температуру 10. Выберите верное соотношение между энергиями активации двух реакций, если константа скорости одной реакции (k₁) больше константы скорости другой реакции (k₂) 1) E₁ > E₂ 2) E₁ < E₂ 3) E₁ = E₂ 4) неопределенно

Тест 2 1. Если температурный коэффициент скорости химической реакции равен 2, то при повышении температуры от 20⁰ до 50⁰С скорость реакции 1) уменьшится в 2 раза 2) уменьшится в 4 раза 3) увеличится в 8 раз 4) увеличится в 6 раз 2. При уменьшении объема в 2 раза скорость химической реакции 2СO + O₂ = 2СO₂ 1) увеличится в 8 раз 2) увеличится в 2 раза 3) уменьшится в 2 раза 4) уменьшится в 8 раз 3. Если образец магния растворяется в серной кислоте при 35⁰С за 12 мин, а при 55⁰С за 3 минуты, то температурный коэффициент равен 1) 2,5 2) 3 3)2 4) 4 4. Системы, внутри которых нет поверхностей раздела, отделяющих друг от друга части системы, различающиеся по свойствам, называются .…. 1) гетерогенными 2) гомогенными 3) изолированными 4) открытыми 5. Сумма показателей степеней концентраций в уравнении, выражающем зависимость скорости реакции от концентраций, называется .…. 1) молекулярностью 2) остепененностью 3) порядком 4) атомностью 6. Введение катализатора в реакционную систему 1) уменьшает скорость реакции 2) увеличивает энергию активации реакции 3) снижает энергию активации реакции 4) смещает химическое равновесие 7. Константа скорости реакции зависит от 1) изменения давления 2) изменения объема реакционного сосуда 3) изменения концентрации реагирующих веществ 4) изменения температуры 8. Увеличение скорости реакции с повышением температуры связано 1) с увеличением кинетической энергии молекул 2) с возрастанием числа активных молекул 3) с ростом числа столкновений 9. Скорость реакции N₂ + 3H₂ → 2NH₃ возрастает при 1) увеличении концентрации азота 2) уменьшении концентрации азота 3) увеличении концентрации аммиака 4) понижении температуры 10. При повышении температуры в системе PCl_5(г) → PCl_3(г) + Cl_2(г), ΔН>0, равновесие 1) не сместится 2) сместится в сторону исходных веществ 3) сместится неоднозначно 4) сместится в сторону продуктов

4.6 Лабораторная работа №2 «Смещение химического равновесия»Цель работы: практически изучить влияние различных факторов на направление смещения химического равновесия. Оборудование и реактивы: микрошпатель, склянки с растворами реактивов, штатив с набором конических пробирок. Реактивы: растворы хлорида железа (III) FeCl₃, роданида калия КSCN , кристаллические хлорид железа (III), роданид калия, хлорид калия КCl, ацетат натрия СH₃СООNа, хлорид аммония NH₄Cl, растворы йода, крахмала, хромата калия K₂CrO₄, дихроматa калия К₂Сг₂О₇, гидроксида калия КОН, серной кислоты Н₂SО₄, уксусной кислоты СН₃СООН, гидроксида аммония NН₄OH, индикаторы: метилоранж и фенолфталеин. Выполнение работы. Опыт 1. Смещение химического равновесия при изменениях концентраций участвующих в реакции веществ. Возьмите четыре пробирки. В одну из них налейте приблизительно одну треть пробирки раствора хлорида железа (III) и добавьте равный объем раствора роданида калия. Раствор перемешайте. Получите равномерно окрашенный в красноватый цвет исходный раствор роданида железа (III). Разлейте полу­ченный раствор приблизительно поровну по всем четырем пробиркам, одну пробирку сохраните в каче­стве контрольной для сравнения. В растворе протекает обратимая реакцияFeCl₃ + 3KSCN ↔ Fe(SCN)₃ + 3KCl ^{красный} Роданид железа (III) придает раствору красную окраску, по изменению интенсивности окраски рас­твора можно судить о направлении смещения химического равновесия при изменении концентрации какого - либо из веществ. Во вторую пробирку добавьте микрошпателем кристаллик FeCl₃, в третью - кристаллик KSCN, в четвертую - несколько кристалликов КС1. Отметьте изменение интенсивности окраски в каждом слу­чае, сравнивая с раствором в контрольной пробирке. Заполните таблицу 3. Напишите выражение константы равновесия данного обратимого процесса. Объясните смещение равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ, применив принцип Ле Шателье.

Таблица - 3.Смещение химического равновесия при изменениях концентраций веществ

Опыт 2. Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия. Налейте приблизительно ½ пробирки раствора крахмала, добавьте две капли раствора йода. Наблю­дайте появление синей окраски. После перемешивания отлейте половину раствора в другую пробирку. Нагрейте одну из них в пламени спиртовки, не доводя до кипения. Наблюдайте изменение окраски рас­твора. Затем охладите эту же пробирку. Снова наблюдается появление синей окраски. При взаимодействии крахмала с йодом образуется сложное соединение синего цвета (йод - крах­мал). Эта реакция экзотермическая, ее можно представить следующей схемой: Йод + Крахмал ↔ Йод - Крахмал – Q Объясните изменение окраски и смещение равновесия при нагревании, охлаждении, исходя из принципа Ле Шателье. Опыт 3. Смещение химического равновесия при изменении реакции среды. Взять 2 пробирки. В 1-ю пробирку прилить 4 капли бихромата калия, во 2-ю – 4 капли хромата калия. Обратите внимание на исходную окраску каждого раствора. В 1-ю пробирку добавьте 2 капли гидроксида калия, во 2-ю – 2 капли раствора серной кислоты. Как изменяется цвет растворов? Сделайте вывод о смещении равновесия на основании уравнения реакции 2 CrO₄^2- + 2H⁺ « Cr₂O₇^2- + H₂O ^{желтый оранжевый} Составьте молекулярные уравнения реакций, происходящих в первой и второй пробирках. Опыт 4. Изучение смещения химического равновесия в растворах индикаторов под действием реакции среды В пробирку налить 2 мл дистиллированной воды и добавить 1 – 2 капли метилоранжа. Отметить окраску раствора. Отлить раствор в 2 пробирки и добавить в первую 2 капли гидроксида калия, во вторую 2 капли соляной кислоты, а третью оставить для сравнения окраски. То же самое проделать с индикатором фенолфталеином. Результаты наблюдений занести в таблицу 4. Таблица 4 – Смещение равновесия в растворе индикатора

Рассмотрите равновесие типа «красный ↔ желтый» для метилоранжа, «бесцветный ↔ малиновый» для фенолфталеина. Анализируя таблицу, сделайте вывод, какие ионы влияют на смещение равновесия с изменением цвета индикатора? Какова возможная природа индикаторов? Опыт 5. Изучение смещения равновесия в растворах слабых электролитов под действием одноименного иона. В две пробирки налить по 3 капли разбавленного раствора уксусной кислоты и по одной капле раствора индикатора - метилоранжа.В одну из пробирок внести микрошпателем несколько кристаллов ацетата натрия и хорошо перемешать. Вторую пробирку оставить для сравнения. В две пробирки налить по 3 капли разбавленного раствора гидроксида аммония и по одной капле раствора индикатора – фенолфталеина. В одну из пробирок внести микрошпателем несколько кристаллов хлорида аммония и хорошо перемешать. Вторую пробирку оставить для срав­нения. Составьте уравнения диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония и дайте объяснение наблюдаемым явлениям на основании принципа Ле Шателье. Составьте выражения для констант диссоциации СН₃СООН и NH₄OH. В заключение работы сделайте общий вывод о влиянии изученных факторов на направление смещения химического равновесия. Задание к защите: Для предложенной преподавателем реакции рассмотреть влияние различных факторов на направление смещения химического равновесия: 1) температуры, 2) давления, 3) изменения концентрации продуктов и реагентов, 4) указать условия, при которых можно добиться большего выхода продуктов реакции, 5) Составить выражение для константы равновесия. Варианты заданий: 1) H_2(г) + Сl_2(г) « 2HCl_(г) + Q 2) 2CO_(г) + O_2(г) ↔ 2СО_2(г) + Q 3) N_2(г) + O_2(г) ↔ 2NO_(г) - Q 4) 2H_2(г) + О_2(г) ↔ 2Н₂О_(г) + Q 5) СаСО_3(к) ↔ СаО_(к) + СО_2(г) – Q 6) С_{(графит)} + СО_2(г) ↔ 2СО_(г) – Q 7) N_2(г) + 3Н_2(г) ↔ 2NН_3(г) + Q 8) 2РН_3(г) + 4О_2(г) ↔ Р₂О_5(к) + 3Н₂О_(г) 9) А_2(г) + 2В_2(г) ↔ 2АВ_2(г) + Q 10) 2ВС_2(г) ↔ В_2(г) + 2С_2(г) - Q

Тема 5. «Растворы. Концентрация растворов»

5.1 Содержание программы Понятие дисперсных систем и растворов. Растворимость веществ. Физико-химическая теория растворов. Сольваты, гидраты. Способы выражения состава растворов.

Уровень теоретической и практической подготовки Студент должен знать классификацию дисперсных систем, усвоить понятия «сольватация» и «гидратация», основные способы выражения количественного состава растворов. Студент должен уметь выполнять расчеты: навесок (объемов) для получения раствора заданной концентрации или заданного объема; концентраций по известному количеству компонентов; по переводу одних способов выражения концентраций в другие. Студент должен владеть навыками взвешивания веществ на технических весах и работы с лабораторным оборудованием, техникой измерения объемов жидкостей с необходимой точностью, измерения плотности растворов ареометром.