Будова атома 2 страница

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂S₂O₃ H₂S₂O₃ → SО₂ + S↓ + H₂O.

Дані запишіть у таблицю 3. Аналогічно зробіть з другою і третьою пробірками.

Таблиця 3

Об’єм, мл	Концентрація Na2S2O3, а/(a+б+в)	Проміжок часу, t, с	Відносна швидкість реакції, 1/t, с–1
Na2S2O3 (а)	H2O (б)	H2SO4 (в)

1/t, За результатами досліду побудуйте графік залежності відносної

с^–1 швидкості реакції від концентрації реагенту натрій тіосульфату та проведіть паралель з законом дії мас.

с(Na₂S₂O₃)

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 2. Вплив температури на швидкість реакції

Обладнання та реактиви: штатив із пробірками, секундомір, розчин з молярною концентрацією натрій тіосульфату 0,25 моль/л, розчин з молярною концент­рацією сульфатної кислоти 0,25 моль/л.

Хід роботи: У три пробірки налийте по 3 мл розчину сульфатної кислоти, а в три інші – по 3 мл розчину натрій тіосульфату. Пробірки з кислотою позначте. Помістіть всі пробірки в склянку з водою. Виміряйте температуру води в склянці і злийте вміст першої пари пробірок (кислоту з тіосульфатом). Відзначте час від моменту зливання до помутніння розчину. Склянку з іншими пробірками нагрійте на 10 ^оС і злийте вміст другої пари пробірок і т.д. Результати зведіть у таблицю 4:

Таблиця 4

Температура t, ОС	Проміжок часу t, с	Відносна швидкість реакції, 1/t	γ;
t кімнатна =
t кімнатна + 10 =
t кімнатна + 20 =

Обчисліть середнє значення температурного коефіцієнту γ та проведіть паралель з правилом Вант-Гоффа.

__________________________________________________________________________________

Висновок: ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 3. Вплив концентрації реагенту на хімічну рівновагу

Обладнання та реактиви: штатив із пробірками, розчин з молярною концентрацією ферум (ІІІ) хлориду 0,1 моль/л, розчин з молярною концентрацією амоній роданіду 0,1 моль/л, насичений розчин ферум (ІІІ) хлориду, насичений розчин амоній роданіду.

Хід роботи: Досліджуємо реакцію: FeCl₃ + 3NH₄SCN D Fe(SCN)₃+3NH₄Cl

Fe(SCN)₃ забарвлено в криваво-червоний колір, інші речовини – безбарвні чи слабко забарвлені, тому зміна концентрації Fe(SCN)₃ позначиться на зміні забарвлення розчину. Це дозволяє спостерігати за зсувом рівноваги. До 20 мл дистильованої води додати 1,5 мл розчину FeCl₃ і 0,5 мл розчину NH₄SCN. Отриманий розчин налити у 4 пробірки і додати в першу насичений розчин FeCl₃, у другу – насичений розчин NH₄SCN, у третю – кристалічний NH₄Cl. Четверта пробірка – контроль.

Таблиця 5

№ пробірки	Розчин, що доданий	Зміна інтенсивності забарвлення (посилення чи ослаблення)	Напрямок зсуву рівноваги (вліво, вправо)
	нас.FeCl3
	нас.NH4SCN
	кр. NH4Cl

Порівнюючи інтенсивність забарвлення з кольором розчину в контрольній пробірці, і, використовуючи правило Ле-Шательє, поясніть зміну забарвлення розчинів.

Висновок: _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Контрольні запитання і задачі

1. Що вивчає хімічна кінетика? Чим визначається швидкість реакцій?

2. Які фактори впливають на швидкість реакції і константу швидкості реакції?

3. Приведіть математичний вираз закону дії мас.

4. В чому полягає фізичний зміст константи швидкості реакції?

5. Приведіть математичний вираз залежності швидкості реакції від температури.

6. Що показує температурний коефіцієнт швидкості реакції?

7. Як визначити енергію активації?

8. Які процеси називаються оборотними?

9. Що є критерієм перебігу самодовільних хімічних реакцій?

10. Як змінюється рівноважний вихід продуктів реакції від температури та тиску? Приведіть приклади.

11. Обчисліть значення константи швидкості реакції А + В = АВ, якщо при концентраціях речовин А і В, що дорівнюють відповідно 0,05 і 0,01 моль/л, швидкість реакції становить 5×10^–5 моль/(л·хв.). (0,1 моль/(л·хв.)

12. У скільки разів зміниться швидкість реакції 2А + В = А₂В, якщо концентрацію речовини А збільшити у 2 рази, а концентрацію речовини В зменшити у 2 рази?

13. Як зміниться швидкість реакції 2NО(г.) + O₂(г.) = 2NO₂ (г.), якщо: а) збільшити тиск у системі у 3 рази; б) зменшити об’єм системи у 3 рази; в) збільшити концентрацію NО у 3 рази?

14. Обчисліть температурний коефіцієнт швидкості реакції, якщо при збільшенні температури на 30 ^оС швидкість реакції зросла у 15,6 рази. (2,5 рази)

15. Як вплине на рівновагу наступних реакцій а) збільшення тиску, б) збільшення температури?

1) 2Н₂(г.) + O₂(г.) = 2Н₂O(г.) DН⁰ = –483,6 кДж;

2) СаСО₃ (кр.) = СаО(кр.) + CO₂(г.) DН⁰ = 179 кДж

16. У системі СО + С1₂ = СОС1₂ концентрацію СО збільшили від 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацію хлору — від 0,02 до 0,06 моль/л. У скільки разів зросла швидкість прямої реакції?

17. Температурний коефіцієнт швидкості деякої реакції дорівнює 2,3. У скільки разів збільшиться швидкість цієї реакції, якщо підвищити температуру на 25 градусів?

Лабораторна робота № 3

ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА РОЗЧИНІВ. ЕЛЕКТРИЧНА ПРОВІДНІСТЬ

Теоретична частина. Розчином називається гомогенна система, що складається з двох і більше компонентів, одним із яких є розчинник, а інші – розчинені речовини. Розчинником є та речовина, що кількісно переважає і знаходиться в такому ж агрегатному стані, що і розчин.

Розчинністю називається здатність речовини розчинятися в даному розчиннику при даній температурі. Мірою розчинності речовини є концентрація її у насиченому розчині. Розчини бувають: насичені, пересичені і ненасичені. Насиченим вважається розчин, що знаходиться в рівновазі з речовиною, що розчиняється. У насиченому розчині міститься гранична за даних умов кількість розчиненої речовини. Розчин є пересиченим, якщо в ньому міститься розчиненої речовини більше, ніж визначено межею розчинності. Розчин, що містить речовини менше, чим визначено межею розчинності, називається ненасиченим.

На практиці розчинність речовини часто виражають коефіцієнтом розчинності, який показує масу речовини, що розчиняється при даній температурі в 100 г розчинника з утворенням насиченого розчину.

Способи вираження концентрації розчинів

Важливою характеристикою будь-якого розчину є відносний вміст у ньому розчиненої речовини і розчинника, що називається концентрацією. На практиці використовують такі способи вираження концентрації:

1. Молярна частка – відношення кількості даного компонента до загальної кількості речовин у розчині. Для двокомпонентних розчинів: ; х₁ + х₂ = 1.

2. Масова (об’ємна) частка – відношення маси (об’єму) розчиненої речовини до загальної маси (об’єму) розчину: 100 %; 100 %.

Частки виражають у частинах від одиниці або у відсотках.

3. Молярна концентрація – відношення кількості розчиненої речовини до об’єму розчину:

. [моль/л], (скорочено М).

4. Моляльна концентрація (моляльність) – відношення кількості розчиненої речовини до маси розчинника (кількість молів розчиненої речовини, що припадає на 1 кг (1000 г) розчинника):

(моль/кг).

5. Молярна концентрація еквівалентів (нормальна концентрація) – відношення кількості еквівалентів розчиненої речовини до об’єму розчину: C_E (моль/л, або н),

де M_E – молярна маса еквівалентів розчиненої речовини, m₁ (m₂) – маса розчиненої речовини (розчинника), г; M₁ – молярна маса розчиненої речовини, г/моль; V – об'єм розчину, л; n₁ (n₂) – кількість молів розчиненої речовини (розчинника).

Колігативні властивості розчинів

Властивості розбавлених розчинів, які залежать тільки від кількості нелеткої розчиненої речовини, називаються колігативними властивостями. До них належать зниження тиску пари розчинника над розчином, підвищення температури кипіння та зниження температури замерзання, а також осмотичний тиск.

Осмотичний тиск π в розбавлених розчинах неелектролітів обчислюють за рівнянням Вант-Гоффа: π = С_MRT, де С_M – молярна концентрація розчину.

Зниження тиску пари розчинника над розчином, Dр (закон Рауля): p₁ = x₁p₀: Δp = p₀ – p₁ = x₂p₀ = p₀

Зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів неелектролітів відносно чистого розчинника:

ΔT_зам = T_зам(розчинника) – T_зам(розчину) = K_крC_m

ΔT_кип = T_кип(розчину) – T_кип(розчинника) = K_ЕC_m,

де К_кр – кріоскопічна стала розчинника, К_Е – ебуліоскопічна стала розчинника, С_m – моляльна концентрація розчину.

Для розчинів електролітів в рівняння, що описують колігативні властивості неелектролітів, вводять поправочний (ізотермічний) коефіцієнт Вант-Гоффа (і):

π = iC_МRT; ΔT_зам = iK_крC_m; ΔT_кип = iK_ЕC_m.

Електроліти – речовини, що здатні до розпаду на йони в розчинах чи в розплавленому стані. Електролітична дисоціація – процес розпаду молекул на позитивно і негативно заряджені йони під дією полярних молекул розчинника. Кількісною характеристикою сили електроліту є ступінь електролітичної дисоціації (a) – відношення числа молекул, що розпалися на йони (n), до загального числа молекул, введених у розчин (N): a = n/N; 0 < a < 1. a залежить від природи електроліту і розчинника, температури і концентрації. Сильні електроліти практично цілком розпадаються на йони (a>0,3). Слабкі електроліти частково дисоційовані на йони ( 0 < a < 0,03), їх розчини містять йони і недисоційовані молекули. Неелектроліти – речовини, водні розчини і розплави яких не проводять електричний струм. Вони містять ковалентні неполярні чи малополярні зв'язки.

Константа дисоціації (K_D) – відношення добутку рівноважних концентрацій йонів у ступені відповідних стехіометричних коефіцієнтів до концентрації недисоційованих молекул. Вона є константою рівноваги процесу електролітичної дисоціації; характеризує здатність речовини розпадатися на йони: чим вище K_D, тим більше концентрація йонів у розчині.

Дослід 1. Порівняння електропровідності розчинів деяких речовин

а) На кожен стіл виділяється по 2 – 3 розчини (пляшки з позначкою «для дисоціації»). Розчини, що рекомендуються: HCl, H₂SO₄, CH₃COOH, NaOH, NH₄OH, NaCl, KNO₃, глюкоза, цукор, гліцерин, спирт.

Досліджуваний розчин налити в склянку до нижньої мітки й опустити в розчин електроди. Уставити вилку електродів у розетку (U = 36 B) і відзначити показання амперметра.

Після вимірювань розчин перелити в ту ж пляшку, а електроди вимити, помістивши їх спочатку в склянку з водопровідною, а потім у склянку з дистильованою водою.

Випробувати наступний розчин. Отримані дані (вони можуть бути різними) записати на дошці, а потім згрупувати електроліти по силі (заповнити таблицю 5 із зазначенням сили струму I). Сильними вважати електроліти, у яких I = 0,5 А, слабкими – 0,05 А.

Таблиця 6

Сильні електроліти	Слабкі електроліти	Неелектроліти

Для всіх електролітів записати рівняння електролітичної дисоціації.

__________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________

б) Злити розчини ацетатної кислоти й амоніаку, випробувати електропровідність отриманого розчину. Відзначити спостереження, скласти молекулярне та скорочено-йонне рівняння реакції та рівняння електролітичної дисоціації.

__________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________

Дослід 2. Зсув рівноваги дисоціації слабких електролітів. Налити в пробірку розчин амоніаку, додати 1-2 краплі фенолфталеїну, перемішати вміст пробірки і розділити його на дві частини. В одну з пробірок додати кристалічний амоній хлорид. Порівняти забарвлення розчину в обох пробірках. Зробити висновки, використовуючи принцип Ле-Шательє.

__________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________

Контрольні запитання і задачі

1. Що називається розчином?

2. Наведіть способи вираження концентрації розчинів.

3. Які властивості розчинів називаються колігативними?

4. Які речовининазиваються електролітами? Назвіть типи електролітів та наведіть приклади.

5. Який процес називається електролітичною дисоціацією?

6. На що вказує ступінь дисоціації? Як обчислити константу дисоціації?

7. Дайте визначення з точки зору теорії електролітичної дисоціації поняттям "кислоти, основи, солі".

8. Що таке основність кислоти, кислотність основи? Напишіть рівняння дисоціації двохосновної кислоти та двохкислотної основи.

9. Яка величина є кількісною характеристикою кислотності середовища?

10. Знайдіть масову частку глюкози в розчині, що містить 280 г води і 40 г глюкози. (12,5 %)

11. У радіатор автомобіля налили 9 л води і 2 л метилового спирту (ρ = 0,8 г/мл). При якій найнижчій температурі можна після цього залишати автомобіль на відкритому повітрі, не побоюючись, що вода в радіаторі замерзне? К_кр.(Н₂О) = 1,86 К×г/моль. (»–8⁰С)

12. Обчисліть осмотичний тиск розчину, який містить в 1,5 л води 135 г глюкози C₆H₁₂O₆ при 0 °С. (11,34×10⁵ Па.)

13. Обчисліть температуру кипіння розчину, який містить 2 г нафталіну C₁₀H₈ в 20 г ефіру, якщо температура кипіння ефіру 35,5 °C, а його ебуліоскопічна константа 2,16. (37,28 °С)

14. При 315 К тиск насиченої пари над водою становить 8,2 кПа (61,5 мм рт. ст.). На скільки понизиться тиск пари при цій температурі, якщо в 540 г води розчинити 36 г глюкози C₆H₁₂O₆?

(54 Па.)

15. Знайдіть масу NaNO₃, необхідну для приготування 300 мл 0,2 моль/лрозчину (5,1 г).

16. Скільки грамів Na₂CO₃ міститься в 500 мл 0,25 н. розчину? (6,63 г)

17. Чому дорівнює осмотичний тиск 0,5 моль/лрозчину глюкози C₆H₁₂O₆ при 25 °С? (1,24 МПа)

Лабораторна робота № 4

ЙОННІ РЕАКЦІЇ. УМОВИ УТВОРЕННЯ ОСАДУ

Теоретична частина. Реакції йонного обміну – це реакції між йонами, що утворилися в результаті дисоціації електролітів. Якщо в розчині немає йонів, що можуть зв'язуватися між собою з утворенням осаду, газу, малодисоційованих сполук чи комплексних йонів, реакції обміну оборотні.

Добуток концентрацій йонів у насиченому розчині важкорозчинного електроліту при постійній температурі є постійноювеличиною і називається добутком розчинності (ДР). Для електроліту A_mB_n вираз добутку розчинності має вигляд: ДР(A_mB_n) = с(A)^m с(B)ⁿ.

Наприклад, ДР(Ag₂S) = с(Ag⁺)² · с(S^2–).

Осад утвориться в тому випадку, коли добуток концентрацій йонів малорозчинного електроліту перевищить величину його добутку розчинності при даній температурі. Для того, щоб розчинити осад, у розчин уводять такий електроліт, йони якого можуть утворювати малодисоційовану сполуку з одним з йонів важкорозчинного електроліту.

Дослід 1. Йонні реакції. а) З утворенням слабкого електроліту. Покладіть в пробірку небагато кристалічного амоній хлориду і додайте розчин натрій гідроксиду. Визначте газ, що виділяється, за запахом, ледь-ледь підігрівши пробірку. Складіть молекулярне та йонні рівняння реакції.

б) З утворенням осаду. Налийте в три пробірки по 2-3 краплі розчину барій хлориду і додайте: в першу – розчин натрій сульфату, в другу – сульфатну кислоту, в третю – розчин алюміній сульфату. Що спостерігаєте? Складіть молекулярні та йонні рівняння реакції.

Дослід 2. Утворення осадів і добуток розчинності. У дві пробірки налийте по 3 - 4 краплі розчину з молярною концентрацією плюмбум нітрату 0,005 моль/л. В одну додайте такий же об’єм 0,05 моль/л розчину калій хлориду, а в іншу – такий же об’єм розчину 0,05 моль/л розчину калій йодиду. В якій із пробірок випав осад? Поясніть, використовуючи значення добутку розчинності. Складіть рівняння реакцій.

Контрольні запитання і задачі

1. Константа дисоціації масляної кислоти С₃Н₇СООН 1,5 ∙ 10^–5. Обчисліть ступінь її дисоціації в 0,005 моль/л розчині. Глинка (0,055)

2. Напишіть в йонно-молекулярній формі рівняння реакцій взаємодії між водними розчинами наступних речовин: а) NaHCO₃ і HCl, б) FeCl₃ і KOH, в) Pb(CH₃COO)₂ і Na₂S, г) KHS і H₂SO₄, д) Zn(NO₃)₂ + KOH (надлишок), e) Ca(OH)₂ + CO₂, ж) Ca(OH)₂ + CO₂ (надлишок). Для кожного випадку вказати причину зсуву рівноваги убік прямої реакції.

3. Чи утвориться осад аргентум сульфату, якщо до 0,02 моль/лрозчину AgNO₃ додати такий же об’єм розчину з молярною концентрацією еквівалентів H₂SO₄ 1 моль/л? (так).

4. Обчисліть ступінь дисоціації гіпохлоритної кислоти НОСl у розчині з молярною концентрацією еквівалентів 0,2 моль/л.(5 ·10^–4).

Лабораторна робота № 5

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ.

Теоретична частина. Величина pН використовується для характеристики кислотності розчину. Якщо концентрація йонів Гідрогену с(H⁺), то pН = –lg с(H⁺).

У чистій воді: с(H⁺)= с(OH^–) = 10^–7. У кислих розчинах: [H⁺] > [OH^–] і pН < 7

У лужних розчинах: [H⁺] < [OH^–] і pН > 7

Гідроліз – хімічна реакція йонного обміну між водою і розчиненою у ній речовиною з утворенням слабкого електроліту. Гідроліз супроводжується зміною pН розчину. Причиною гідролізу є взаємодія йонів солі з молекулами води з утворенням малодисоційованих сполук чи йонів. Солі, утворені катіоном сильної основи й аніоном сильної кислоти (наприклад, LiBr, K₂SO₄, NaCl, BaCl₂, Ca(NO₃)₂), гідролізу не піддаються, тому що ні катіон, ні аніон солі не можуть при взаємодії з водою утворити молекули слабких електролітів (pН = 7).

Солі слабкої основи і сильної кислоти гідролізуються по катіону: NH₄Cl + H₂O ⇄ NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺ (pН < 7)

Гідроліз солей, утворених багатовалентним катіоном, протікає ступінчасто через стадії утворення основних солей:

1 ступінь: Al(NO₃)₃ + H₂O ⇄ Al(OH)(NO₃)₂ + HNO₃ Al³⁺ + H₂O ⇄ [Al(OH)]²⁺ + H⁺

2 ступінь: Al(OH)(NO₃)₂ + H₂O ⇄ Al(OH)₂(NO₃) + HNO₃ [Al(OH)]²⁺ + H₂O ⇄ [Al(OH)₂]⁺ + H⁺

3 ступінь: Al(OH)₂(NO₃) + H₂O ⇄ Al(OH)₃ + HNO₃ [Al(OH)₂]⁺ + H₂O ⇄ Al(OH)₃ + H⁺

Солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою, гідролізуються по аніону:

CH₃COOK + H₂O ⇄ CH₃COOH + KOH

CH₃COO^– + H₂O ⇄ CH₃COOH +OH^– (pН > 7).

Солі багатоосновних кислот гідролізуються ступінчасто (з утворенням кислих солей):

1 ступінь: K₂CO₃ + H₂O ⇄ KHCO₃ + KOH (швидко) CO^2–₃ + H₂O ⇄ HCO₃^– + OH^–

2 ступінь: KHCO₃ + H₂O ⇄ H₂CO₃+ KOH (слабко) HCO₃^– + H₂O ⇄ H₂CO₃ + OH^–

Солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою, гідролізуються і по катіону, і по аніону:

CH₃COONH₄ + H₂O ⇄ CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO^– + NH₄⁺ + H₂O ⇄ CH₃COOH + NH₄OH

Гідроліз таких солей протікає сильно, оскільки в результаті його утворюються слабка основа і слабка кислота. рН у цьому випадку залежить від порівняльної сили основи і кислоти. Якщо K_D(основи)>K_D(кислоти), то pН>7; якщо K_D(основи) < K_D(кислоти), то pН < 7.

У випадку гідролізу CH₃COONH₄: K_D(NH₄OH) = 6,3 · 10^–5; K_D(CH₃COOH) = 1,8 · 10^–5, тому реакція водного розчину цієї солі буде слаболужною, майже нейтральною (pН = 7 - 8).

Якщо основа і кислота, що утворюють сіль, є малорозчинні чи нестійкі і розкладаються з утворенням летких продуктів, то в цьому випадку гідроліз солі протікає необоротно:

Al₂S₃ + 6H₂O ⇄ 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

Тому сульфід алюмінію не може існувати у виді водних розчинів, може бути отриманий тільки "сухим способом".

Ступінь гідролізу (a_гідр.) – відношення числа гідролізованих молекул до загальної кількості розчинених молекул (виражається у відсотках): a_гідр. = ([C]_гідр. / [C]_розч.) · 100 %

Ступінь гідролізу залежить від хімічної природи кислоти, що утвориться при гідролізі, (основи) і буде тим більше, чим слабкіша кислота (основа).

Дослід 1. Забарвлення індикаторів у різних середовищах. У дев’ять пробірок налийте дистильовану воду и додайте в 3 – хлоридну кислоту, в 3 інші – розчин натрій гідроксиду. Згрупуйте пробірки по 3 так, щоб в групі були лужний, кислий і нейтральний розчини В першу групу пробірок додайте фенолфталеїн, в другу – лакмус, в третю – метилоранж. Результати досліду запишіть у вигляді таблиці:

Назва індикатора	Забарвлення індикатора в середовищі
кисле [H+] > [OH–] рН < 7	нейтральне [H+] = [OH–] рН = 7	лужне [OH–] > [H+] рН > 7
Лакмус
Фенолфталеїн
Метилоранж

Дослід 2. Гідроліз солей

У п'ять пробірок налийте по 1 мл дистильованої води і додайте лакмус. Внесіть у першу пробірку натрій карбонат, у другу – алюміній сульфат, у третю – натрій сульфат, у четверту – натрій ортофосфат. П'ята пробірка служить для порівняння отриманих кольорів. Які з випробуваних солей піддалися гідролізу? Складіть рівняння реакцій гідролізу.