Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей




НазваниеЛабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей
страница6/13
Дата17.11.2012
Размер1.1 Mb.
ТипЛабораторная работа
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   13

Контрольные вопросы и упражнения





  1. Что изучает химическая кинетика?

  2. Что называется скоростью химической реакции?

  3. Что такое средняя и истинная скорость реакции?

  4. Сформулируйте закон действия масс.

  5. В чём смысл константы скорости химической реакции? Какие факторы влияют на величину константы скорости?

  6. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

  7. Что такое энергия активации? В каких единицах она выражается?

  8. Напишите уравнение Аррениуса. Какую зависимость оно устанавливает?

  9. Почему катализатор увеличивает скорость реакции?

  10. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температура повысится на 400? Температурный коэффициент равен 2.

  11. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 81 раз? Температурный коэффициент скорости равен 3.

  12. Исходные концентрации реагирующих веществ в системе

2 NO + O22 NO2

были равны (моль/л): СNO = 0,8, СО2 = 0,6. Как изменится скорость реакции, если концентрацию кислорода увеличить до 0,9 моль/л, а оксида азота – до 1,2 моль/л?

  1. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO2 по реакции

2 NO + O22 NO2

возросла в 1000 раз?

  1. Константа скорости некоторой реакции при 273 К равна 1,17 л ∙ моль-1 ∙ мин-1, а при 298 К  6,56 л ∙ моль-1 ∙ мин-1. Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции и энергию активации.



3. Химическое равновесие

Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. протекают только в одном направлении. Обратимые реакции протекают не до конца. При обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется до конца. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Пример необратимой реакции:

Zn + 4 HNO3 → Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O.

Пример обратимой реакции:

H2 + J22 HJ.

В начале процесса прямая реакция идет с большой скоростью:

V1 = K1[H2][J2].

Постепенно концентрация исходных реагентов уменьшается и уменьшается скорость прямой реакции.

По мере накопления йодоводорода всё с большей скоростью начинает протекать обратный процесс разложения йодоводорода.

V2 = K2[HJ]2.

Через некоторое время скорости прямой и обратной реакции становятся равными:

V1 = V2; K1[H2]∙[J2] = K2[HJ]2

или

= ,

где К – константа равновесия.


Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Для обратимой реакции

mA + nB ⇄ pC + qD


константа химического равновесия равна


.

В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно некоторой постоянной величине, называемой константой химического равновесия.

Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия в системе и переход ее в новое равновесное состояние.

Подобный переход реакционной системы из одного состояния к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия.

Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие.

Повышение концентрации одного из исходных реагентов сдвигает равновесие вправо (усиливается прямая реакция); повышение концентрации продуктов реакция смещает равновесие влево (усиливается обратная реакция).

Если реакция протекает с увеличением числа молекул газа (т.е. в правой части уравнения реакции суммарное число молекул газов больше, чем число молекул газообразных веществ в левой части), то повышение давления препятствует реакции, а уменьшение давления – благоприятствует реакции.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

Катализатор изменяет в одинаковое число раз как скорость прямой, так и обратной реакции. Поэтому катализатор не вызывает сдвиг равновесия, а лишь сокращает или увеличивает время, необходимое для достижения равновесия.


Лабораторная работа
Химическое равновесие


Цель работы

Изучение влияния различных факторов на установление и смещение химического равновесия.


Оборудование и реактивы

Спиртовка. Пробирки. Хлорид калия (крист.). Хлорид аммония (крист.). Растворы: хлорида железа (III) (насыщ.), роданида калия (насыщ.), хромата калия (1 М), серной кислоты (1 М), гидроксида калия (2 М).


Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на хими-ческое равновесие

Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа и роданидом калия:


FeCl3 + 3 KCNS ⇄ Fe(CNS)3 + 3 KCl.

красного цвета


Образующийся роданид железа имеет красный цвет, интенсивность которого зависит от концентрации. По изменению окраски раствора можно судить о смещении химического равновесия в зависимости от увеличения или уменьшения содержания роданида железа в реакционной смеси. Составить уравнение константы равновесия данного процесса.

В мерный стаканчик или цилиндр налить 20 мл дистиллированной воды и добавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III) и одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Полученный окрашенный раствор разлить в четыре пробирки поровну. Пробирки пронумеровать.

В первую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III). Что наблюдается? Дать объяснение, исходя из уравнения константы равновесия.

Во вторую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Чем объясняется, что изменение концентрации роданида калия вызывает более эффективное смещение равновесия, чем изменение концентрации хлорида железа (III)?

В третью пробирку добавить кристаллический хлорид калия и сильно взболтать.

Четвёртая пробирка  для сравнения.

Исходя из принципа Ле Шателье, объяснить, чем вызвано изменение окраски в каждом отдельном случае.

Результаты опыта записать в таблицу по форме




пробирки

Что

добавлено

Изменение

интенсивности

окраски

Направление смещения равновесия

(вправо, влево)














Опыт 2. Влияние среды на смещение химического равновесия


Соли хромовой кислоты - хроматы – окрашены в желтый цвет, а соли дихромовой кислоты – дихроматы – в оранжевый цвет. В растворах этих солей имеет место равновесие


2 CrO42- + 2 H+ ⇄ Cr2O72- + H2O,

Хромат-ион дихромат-ион

(желтый) (оранжевый)


которое легко смещается при изменении концентрации ионов водорода.

В пробирку внести 5-6 капель раствора дихромата калия и прибавить столько же капель раствора гидроксида калия. Наблюдать переход окраски.

Затем к этому же раствору по каплям прибавлять раствор серной кислоты до тех пор, пока окраска раствора не станет прежней. Объяснить, исходя из принципа Ле Шателье, изменение окраски раствора.


Опыт 3. Влияние температуры на смещение химического равновесия


Хлорид аммония образуется по уравнению реакции


NH3 + HCl ⇄ NH4Cl, ΔН < 0.


В пробирку с газоотводной трубкой внести один шпатель хлорида аммония. Пробирку осторожно нагреть. Объяснить исчезновение хлорида аммония на дне пробирки и появление белого осадка на холодных стенках пробирки и газоотводной трубки.

1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   13

Похожие:

Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей iconПлан урока по теме «Соединения бериллия, магния и щелочноземельных металлов»
Повторить на примере соединений кальция свойства основных оксидов и гидроксидов, реакции ионного обмена. Изучить качественные реакции...
Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей iconХимические свойства солей
Образовательные: привести в систему знания учащихся о составе, номенклатуре, классификации солей; дать представление о некоторых...
Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей iconРабочая программа по химии 9 класс ( 9 «А» и9 «Б»)
Характеристика элемента по его положению в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Свойства оксидов, кислот,...
Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей iconМетодические материалы доц. Рыбальченко В. С. Лабораторная работа №4
Условия практической необратимости реакций ионного обмена. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической...
Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей iconПрактическая работа №10 Свойства кислот, оснований и солей
Продолжить формирование практических умений и навыков в выполнении опытов, соблюдая правила техники безопасности. Развивать наблюдения...
Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей iconСерная кислота. Производство серной кислоты
Цель урока: рассмотреть физические свойства и строение серной кислоты, химические свойства разбавленной и концентрированной кислот;...
Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей icon«Важнейшие представители солей»
Учитель: На предыдущем уроке мы познакомились с составом и названиями солей. Сегодня наша задача – закрепить умения составлять формулы...
Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей icon«Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов. Характерные химические свойства кислот» Научный Ахметов М. А
Введение егэ было продиктовано необходимостью создания системы объективной оценки качества подготовки выпускников средней (полной)...
Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей iconФазовые равновесия и физико-химические свойства в рядах растворов солеЙ элементов iiа-группы
Работа выполнена на кафедре "Общая и неорганическая химия" Государственного образовательного учреждения высшего профессионального...
Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей iconУгольная кислота и ее соли
Обучающие: актуализировать знания об аллотропных модификациях углерода, основных свойствах оксидов углерода; сформировать знания...
Разместите кнопку на своём сайте:
Библиотека


База данных защищена авторским правом ©lib.znate.ru 2014
обратиться к администрации
Библиотека
Главная страница