лабораторный практикум_3_83

3
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение……………………………………………………………………4
Техника безопасности и правила работы в химической лаборатории….5
Работа 1. Основные химические понятия и законы……………………..6
Работа 2. Определение молекулярной массы газа……………………...13
Работа 3. Определение эквивалента вещества………………………….19
Работа 4. Основные классы неорганических соединений……………..26
Работа 5. Изучение свойств оксидов, гидроксидов, солей…………….33
Работа 6. Определение тепловых эффектов химических реакций.
Оценка возможности самопроизвольного протекания процессов…….41
Работа 7. Скорость химических реакций. Химическое равновесие…..47
Работа 8. Химическая кинетика. Определение направленности
химических процессов……………………………………………………54
Работа 9. Периодическая система элементов и химическая связь…….71
Работа 10. Окислительно-восстановительные реакции………………..79
Работа 11. Равновесие в водных растворах электролитов……………..84
Работа 12. Изучение влияния противоморозных добавок на
понижение температуры замерзания системы…………………………..91
Работа 13. Химическая активность металлов…………………………...99
Работа 14. Коррозия и защита металлов……………………………….109
Работа 15. Электролиз водных растворов электролитов……………..116
Работа 16. Приготовление растворов заданной концентрации………120
Работа 17. Определение растворимости извести……………………...125
Работа 18. Жесткость природных вод………………………………….131
Работа 19. Методы очистки природных вод…………………………..135
Работа 20. Физико-химический анализ легкоплавких систем………..142
Работа 21. Гетерогенные дисперсные системы……………………….145
Работа 22. Химия неорганических вяжущих веществ………………...155
Работа 23. Органические вещества…………………………………….163
Работа 24. Органические вяжущие вещества………………………….170
Заключение................................................................................................177
Библиографический список рекомендуемой литературы……………..178
4
Введение
Kурс «Общая химия» является важной составной частью в общей химической подготовке инженеров – строителей.
Предметом изучения этого курса является наука о превращениях веществ, условиях и путях превращения одних веществ в другие, во взаимосвязи с требованиями различных строительных специальностей в соответствии с программой курса.
Задача пособия – научить студента самостоятельно выполнять экспериментальные работы, уметь находить в полученных данных подтверждение теоретическим закономерностям, развить у студента способность логического мышления, вооружить знаниями, необходимыми для их практической деятельности.
Содержание пособия соответствует программе курса «Общая химия»
и включает основные разделы: «Атомно-молекулярное учение», «Строение
атома, периодический закон Д.И. Менделеева. Химическая связь и строение
молекул», «Основные закономерности протекания химических реакций»,
«Растворы; растворы электролитов», «Окислительно-восстановительные
реакции. Основы электрохимии», «Дисперсные системы», «Основы химии
вяжущих веществ», «Элементы органической химии».
Лабораторный практикум по химии предназначен для студентов 1-го
курса, обучающихся по направлению «Строительство», выполняющих лабораторные работы. Поэтому перед каждой работой даны методические
указания к теме. Работы подобраны с учетом требований различных строительных специальностей и могут быть выбраны в каждом конкретном случае в соответствии с программой курса.
Учебное пособие переработано и дополнено новыми лабораторными
работами: «Химические свойства оксидов, гидроксидов, солей», «Приготовление растворов заданной концентрации», «Определение растворимости
извести», «Органические вещества», «Органические вяжущие вещества».
К работам «Химическая кинетика. Определение направленности химических процессов», «Изучение влияния природы и концентрации размораживающего реагента на понижение температуры замерзания системы»
составлены контрольно-обучающие задания, позволяющие провести компьютерную обработку экспериментальных данных.
5
Лабораторная работа № 4 предназначена для студентов специальности 270205 , а № 5 – для студентов всех остальных специальностей.
Работы №1,4,5 написаны И.И. Грековой; №2,3,21 − С.И. Тарановской;
№7,22 − О.Б.Кукиной; № 8,12,13 − В.В. Заречанской; №6,7,10 − О.В. Слепцовой; №11,16,17 − О.Р. Сергуткиной; №14,15,20 − Г.Г. Кривневой;
№18,19,23,24 − Л.Г.Барсуковой и О.Б. Рудаковым, компьютерные – обучающие программы - С.В. Черникиной совместно с О. Р. Сергуткиной.
Техника безопасности и правила работы
в химической лаборатории
До начала занятий необходимо внимательно ознакомиться с темой работы, используя учебник, конспект лекций и методические указания.
Основным местом выполнения лабораторной работы является рабочий стол, на котором необходимо соблюдать чистоту и порядок. За каждым
студентом в лаборатории закрепляется определенное рабочее место. Химические опыты выполняются в строгом соответствии с рабочим заданием, и
все наблюдения записываются в специальную рабочую тетрадь. На рабочем
месте не должно быть ничего лишнего.
Следует пользоваться чистыми реактивами и посудой. Склянки с реактивами общего пользования должны находиться на определенном месте;
их нельзя переносить на рабочие столы. Если реактив взят в избытке и полностью не израсходован, категорически воспрещается выливать его обратно в склянку. Все пролитое или рассыпанное на столе или на полу следует
тотчас же убрать и нейтрализовать.
Дорогостоящие и токсичные реактивы (соли серебра, галогенорганические вещества и т.д.) после выполнения опыта надо вылить в специальную склянку для слива, находящуюся в вытяжном шкафу.
Работая в химической лаборатории, студенты должны выполнять требования по технике безопасности.
Все опыты с вредными и пахучими веществами должны проводиться
в вытяжном шкафу. При нагревании жидкости пробирку в держателе следует располагать отверстием от себя и людей, находящихся рядом. Наливая
раствор, держать пробирку и склянку на некотором отдалении от себя во
избежание попадания жидкости на платье и обувь.
Работа с концентрированными кислотами и щелочами требует максимального внимания и осторожности, особенно при нагревании. При не-
6
брежном выполнении опыта возможны ожоги кислотами и щелочами. В
этом случае необходимо немедленно промыть обожженный участок большим количеством воды, а затем остатки кислоты нейтрализовать 2процентным раствором соды; а щелочи – 2-процентным раствором борной
кислоты.
Категорически запрещается проводить опыты, не относящиеся к данной работе. По окончании работы необходимо тщательно убрать рабочее
место, вымыть посуду. Студент сдает рабочее место дежурному, а последний сдает лабораторию лаборанту.
Работа 1. ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ
И ЗАКОНЫ
1.1. Цель работы
• Усвоить основные положения атомно-молекулярного учения и
основные законы химии.
• Научиться проводить расчеты по химическим уравнениям.
1.2. Подготовка к работе
Усвойте следующие положения
К основным химическим понятиям относятся: атом, молекула,
химический элемент, простое и сложное вещество, атомная и молекулярная масса, моль, молярная масса атомов и молекул, молярный объём, эквивалент, молярная масса эквивалента элемента и химического
соединения, валентность.
Абсолютная масса атома (m0, [г, кг]) – масса атома, выраженная
в единицах массы.
Относительная масса атома (Аr) – отношение абсолютной атомной массы к 1/12 массы атома углерода 12С (величина безразмерная).
7
Относительная молекулярная масса (Мr) – отношение массы
молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода 12С; равна сумме относительных атомных масс атомов, составляющих молекулу (величина
безразмерная).
Моль – такое количество вещества, которое содержит столько же
структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько содержится
атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12С.
1 моль любого вещества содержит 6,02 ·1023 структурных единиц.
Это число называется постоянной Авогадро (NA):
NA = 6.02 ·1023 моль-1.
Молярная масса (М, [г/моль]) – масса одного моль вещества,
выраженная в граммах и численно равная его относительной атомной
или молекулярной массе. М определяется отношением массы вещества
(m) к его количеству (ν):
М=m / ν.
(1.1)
Таким образом, абсолютная масса атома или молекулы может
быть рассчитана по формуле:
mo= M / NA,
(1.2)
а число частиц в определенном количестве вещества (N) может быть
определено из соотношения:
N=NA·ν
(1.3)
Валентность – число связей, которые данный атом образует с
другими атомами в химическом соединении. Некоторые элементы во
всех своих соединениях проявляют постоянную валентность, другие –
различную.
Некоторые элементы с постоянной валентностью (В):
В = I: Н, Li, Na, K, F;
8
В = II: O, Be, Mg, Ca, Ba, Zn;
В = III: В, Al.
Для остальных элементов валентность определяется в соответствии с правилом валентности: произведение валентности элемента А
на число его атомов равно произведению валентности элемента В на
х у
число его атомов. Для соединения Аm Вп
x · m = y · n,
(1.4)
где x – валентность элемента А в соединении;
у – валентность элемента В в соединении;
m – число атомов элемента А;
n – число атомов элемента В.
Эквивалент элемента (Э, г/моль) – такое его количество, которое
соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает такое же количество атомов водорода в его соединениях.
Эквивалент сложного вещества (Э, моль) – реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному
иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или
одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
Молярная масса эквивалента (МЭ, г/моль) – масса 1 химического эквивалента вещества.
Молярная масса эквивалента элемента определяется отношением
молярной массы его атома к валентности элемента в данном соединении:
МЭ=М / В.
(1.5)
Молярные массы эквивалентов сложных веществ могут быть определены по формулам (1.6) – (1.9):
МЭ (оксида) = М (оксида) / В · n,
(1.6)
где n – количество атомов элемента в молекуле;
МЭ (кислоты) = М (кислоты) / n,
(1.7)
9
где n – число атомов водорода, замещенных на металл;
МЭ (основания) = М (основания) / n,
где n – число групп – ОН-, замещенных на кислотный остаток;
(1.8)
МЭ (соли) = М (соли) / В · n,
(1.9)
где В – валентность металла, n – число его атомов в молекуле соли.
Массовая доля вещества в смеси (ω) – отношение массы вещества к массе всей смеси:
ω = m(вещества)/m(смеси)
(1.10)
Массовой долей выхода продукта реакции η называется отношение массы фактически полученного продукта (m факт.) к массе вещества, которое должно получиться теоретически (mтеор.):
η=m факт. / mтеор..
(1.11)
Важнейшие законы химии
• закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808 г.);
• закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 г.; А.Л.
Лавуазье, 1789 г.);
• закон Авогадро и следствия из него (А. Авогадро, 1811 г.);
• закон эквивалентов (И.Рихтер, 1800) и др.
Закон постоянства состава. Каждое чистое вещество имеет
постоянный качественный и количественный состав, который не зависит от способа получения вещества. Поэтому каждое вещество имеет свою химическую формулу. По формуле вещества можно рассчитать
массовую долю каждого химического элемента, который входит в состав вещества.
Массовая доля элемента Х в веществе – отношение относительной атомной массы данного элемента, умноженной на число его атомов
в молекуле (n), к относительной молекулярной массе вещества:
10
ω(Х)
=
Аr(Х) · n / Мr.
(1.12)
Закон сохранения массы веществ. Масса веществ, вступивших в
реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.
Например: КOH + HNO3 = KNO3 + H2O
m1
m2
m3
m4
где m1, m2 – массы исходных веществ, m3, m4 - массы продуктов реакции.
Согласно закону действия масс: m1 + m2 = m3 + m4.
На основе указанного закона составляются химические уравнения
и по ним осуществляются расчеты.
Закон Авогадро. В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (р, Т) содержится одинаковое число молекул.
Первое следствие из закона Авогадро. 1 моль любого газа при
нормальных условиях (н.у.): Т = 273 К и Р = 101,3 кПа занимает объем,
равный 22,4 л.
Объем, занимаемый одним молем газа, называется молярным
объемом (Vm):
VmН.У. = 22,4 л/моль = 22,4 м3/кмоль.
Молярный объем связан с объемом газа (V) и его количеством (ν)
соотношением:
(1.13)
Vm = V / ν.
Второе следствие из закона Авогадро. Относительная плотность одного газа по другому (D2(1)) равна отношению их молярных
масс:
D2(1)= М1 / М2.
(1.14)
Закон эквивалентов. Массы реагирующих веществ пропорциональны молярным массам их эквивалентов:
(1.15)
m1/m2 = MЭ1 / MЭ2.
11
Изучите следующие теоретические вопросы:
• сущность понятий: атом, молекула, химический элемент, простое
и сложное вещество, атомные и молекулярные массы;
• моль, молярная масса атомов и молекул, молярный объем;
• валентность, составление формул сложных веществ по валентности;
• закон сохранения массы веществ, закон постоянства состава, закон Авогадро и следствия из него;
• абсолютная и относительная плотность газов;
• эквивалент, молярная масса эквивалента элемента и химического
соединения, закон эквивалентов.
Типовая задача
Известь (СаО) получают разложением доломита:
MgCO3 · CaCO3 = CaO + MgO + 2 CO2 .
Рассчитайте:
1) какое количество CaO получится при разложении 18,4 кг доломита;
2) выход продукта реакции, если в результате данного процесса
фактически выделилось 5,2 кг извести;
3) какой объем углекислого газа, измеренного при нормальных условиях, выделится при этом;
4) абсолютную массу молекулы СО2 (в граммах);
5) относительную плотность углекислого газа по воздуху;
6) молярные массы эквивалента СаО и углерода в оксиде СО2, а
также массовую долю кислорода в каждом из этих соединений.
Решение
Определим количество моль (ν), молярные массы (М), а также
массы (m) веществ, участвующих в реакции, и запишем их под формулами, а вещества, указанные в условии задачи, и величины, которые
нужно определить, - над формулами соответствующих соединений в
уравнении реакции:
18400 г
m(CaO)
V(CO2)
MgCO3 · CaCO3 → CaO + MgO + 2 CO2
ν, моль
М, г/моль (Vm, л/моль)
m, г (V, л)
1
184
184
1
56
56
2
44 (22.4 л);
88 (44,8 л).
12
1. Согласно уравнению реакции, из 1 моль (184 г) доломита образуется 1 моль (56 г) извести. Составим и решим пропорцию:
из 184 г MgCO3 · CaCO3
- 56 г СаО ;
из 18400 г MgCO3 · CaCO3 - m (CaO) теор ;
mтеор. (CaO) = 18400 · 56 / 184 = 5600 г = 5,6 кг.
2. Массовую долю выхода продукта реакции η рассчитаем по
формуле (1.11):
η = m (CaO)факт. / m (CaO) теор. = 5,2 / 5,6 = 0,93 (93 %).
3. Объем углекислого газа, выделившегося при разложении 18,4 кг
извести (н.у.), определим из пропорции:
из 184 г MgCO3 · CaCO3
44,8 л CO2 ;
из 18400 г MgCO3 · CaCO3 V(CO2) ;
V(CO2) = 18400 · 44.8 / 184 = 4480 л = 4,48 м3.
4. Абсолютную массу молекулы углекислого газа рассчитаем по
формуле (1.2):
m0 (СО2 ) = M(СО2) / NA = 44 / 6.02 · 1023 = 7,3 · 10-23 г.
5. В соответствии с (1.14) относительная плотность углекислого
газа по кислороду составляет
Dо2(СО2) = М (СО2) / М (О2) = 44 / 32 = 1,37.
6. Молярные массы эквивалента найдем, воспользовавшись (1.5) и
(1.6):
МЭ(С) в CO2 = М(С) / В = 12 / 4 = 3 г/моль;
МЭ (СаО) = М (СаО) / В · n = 56 / 1 · 2 = 28 г/моль.
Массовая доля кислорода в СаО и СО2 может быть определена из
соотношения (1.12):
ω(О) в СаО = 16 / 56 = 0,29 (29 %);
ω (О) в CO2 = 16 · 2 / 44 = 0,73 (73 %).
Выполните упражнения и решите задачи
1. Два кг песка, в котором массовая доля оксида кремния SiO2 составляет 90%, сплавили с избытком гидроксида кальция Са(ОН)2:
SiO2 + Ca(OH)2 = CaSiO3 + H2O .
Рассчитайте:
1) количество моль и число молекул SiO2, вступивших в реакцию;
13
2) массу фактически образовавшегося силиката кальция, если массовая доля выхода составляет 70 %;
3) абсолютную массу молекулы воды.
2. При действии соляной кислоты на карбонат кальция CaСO3 выделилось 6,72 л углекислого газа (н.у.):
СаСО3 + 2 HCI = CaCI2 + H2O + CO2 .
Рассчитайте:
1) массу карбоната кальция, вступившего в реакцию;
2) массовую долю углерода в СаСО3;
3) молярные массы эквивалента HCI, CaCI2, H2O;
4) относительную плотность углекислого газа по воздуху, приняв среднюю молекулярную массу последнего равной 29.
Литература: [1 - §§1,3];[2-гл.I, §§ 4-9,12-14].
Работа 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ
ГАЗА
2.I. Цель работы
• Освоить экспериментальный метод определения молекулярной
массы газа.
• Научиться вести химические расчёты, используя основные понятия и законы химии.
2.2. Подготовка к работе
Усвойте следующие положения
Молекулярная масса является основной характеристикой любого
вещества, простого или сложного.
Основные понятия химии – относительная молекулярная масса
(Мr), молярная масса (М, г/моль), количество вещества (ν, моль), молярный объем (Vm = 22, 4 г/л), число Авогадро NА= 6,02·1023 моль- 1
приведены в работе 1. В этой же работе рассмотрены основные законы
14
химии, в том числе закон Авогадро и следствия из закона, позволяющие
проводить химические расчеты.
Экспериментальное определение молекулярной (молярной) массы
газообразных веществ основано на применении закона Авогадро и его
следствий.
1. Молярная масса газа определяется на основании молярного
объема (Vm). Один моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) (р
= 1,013·105 Па, Т = 273 К) занимает объем, равный 22,4л:
Vm = 22,4 л/моль.
Зная массу газа в определенном объеме, можно вычислить его молярную массу:
М = ( m/V0 ) ·Vm ,
(2.1)
0
где М – молярная масса газа, г/моль; m – масса газа, г; V – объем газа
(н.у.), л; Vm – молярный объем.
Выражение m/V0 представляет собой массу единицы объема газа
(н.у.), т.е. его абсолютную плотность ρ (г/л; кг/м3). Молярная масса
газа (из 2.1.) равна
М = ρ · Vm = 22,4 ·ρ.
(2.2)
Если объем газа измерен при температуре и давлении, отличных
от нормальных (p, T), то для вычисления абсолютной плотности ρ объем газа необходимо привести к нормальным условиям (р0, Т0), используя формулу, объединяющую законы Бойля–Мариотта и Гей-Люсака:
рV/ Т = р0 ·V0 / Т0, тогда V0 = р · V·Т0/ Т·р0 .
(2.3)
2. Молекулярная масса (молярная масса) газа может быть определена через его относительную плотность по другому газу, молекулярная
масса которого известна.
Относительной плотностью газа (D2(1)) называется отношение
массы определенного объема одного газа (m1) к массе такого же объема
другого газа (m2), взятых при одних и тех же условиях, а значит, и отношение молярных масс этих газов (М1 и М2):
D2(1) = m1/m2 = М1 /М2 ;
(2.4)
М1 = D2(1) · М2 .
(2.5)
Отношение m1/m2 и М1/М2 показывает, во сколько раз один газ
тяжелее или легче другого газа. Если плотность исследуемого газа оп-
15
ределяется, по воздуху, средняя молярная масса которого ~ 29, то молярная масса газа равна:
М = 29Dвозд(1) .
(2.6)
3. Определение молекулярной массы с помощью уравнения Менделеева – Клапейрона:
m
рV = ν RТ ,
или
(2.7)
рV =
RT ,
M
где ν – количество (моль) газа, m – масса газа, М – его молярная масса,
R – универсальная газовая постоянная.
Изучите следующие теоретические вопросы:
• сущность понятий относительная атомная и молекулярная масса,
моль, молярная масса атомов, молекул;
• абсолютная и относительная плотность газа, молярный объём,
число Авогадро;
• основные стехиометрические законы: сохранение массы вещества, постоянства состава, объёмных отношений, объединённый закон
Гей-Люссака и Бойля – Мариотта, закон Авогадро и его следствия.
Типовая задача
Какую массу СаСО3 надо взять, чтобы получить при прокаливании
диоксид углерода, занимающий объем 25·10-2 м3 при 150С и давлении
104000 Па? Какова абсолютная плотность СО2 и его относительная
плотность по водороду?
Решение
1. Запишем уравнение реакции разложения карбоната кальция
СаСО3 = СаО + СО2
По уравнению Менделеева-Клапейрона определим количество моль диоксида углерода (СО2): ν = (р·V)/(R·T) (R=8, 31 Дж/моль·К);
ν = (104000 · 25 · 10-2 )/ (8,31 · (273 + 15) = 10,86 (моль).
Согласно уравнению реакции из одного моль СаСО3 (М=100г/моль) образуется один моль СО2 (М=44 г/моль), поэтому, для получения 10,86
моль СО2, потребуется 10,86 моль СаСО3. Этому количеству СаСО3
(моль) отвечает масса m(CaCO3) = ν·M(CaCО3) = 10,86 · 100 = 1086 г =
1,086 кг.
2. Абсолютная плотность равна отношению молярной массы газа к
молярному объему:
16
ρ = М / Vm = 44/ 22, 4 = 1, 96 (г/л).
3. Относительная плотность одного газа по другому (D2(1)) равна
отношению их молярных масс
DН2(СО2 ) =М (СО2) / М(Н2) = 44 (г/моль) / 2 (г/моль)=22 .
Выполните упражнения и решите задачи
1. Какое количество вещества (моль) содержится в 0,1 м3 водорода (н.у.) и в 0,1 кг этого газа?
2. Вычислите относительную плотность по воздуху газовой смеси,
в которой объёмные доли метана СН4 и этана С2Н6 равны 52 и 48% соответственно. Тяжелее или легче воздуха эта смесь?
3. При температуре 620С и давлении 1,01 ·105 Па масса пара равна
0,24·10-3кг и занимает объем 87 ·10-6 м3. Вычислите молекулярную массу вещества.
4. Определите давление 0,1 кг пропана в сосуде объёмом 10-2м3
при минус 20С.
5. Образец алюминия массой 3 г, содержащий 10% примесей,
взаимодействует с избытком соляной кислоты.
Рассчитайте:
1) количество (моль) образовавшегося хлорида алюминия и его массу;
массовую долю алюминия в хлориде алюминия;
2) объем выделившегося водорода при нормальных условиях и в условиях, отличных от нормальных: Т = 298 К и р = 98600 Па.
Литература: [2 – гл. I, §§ 4 - 16].
2.3. Рабочее задание
1. Определение молекулярной массы углекислого газа
Метод основан на определении массы измеренного объёма газа в
условиях опыта (р, Т).
В основе получения СО2 лежит реакция
СаСО3 + 2НСI → СаCI2 + H2O + CO2↑.
Диоксид углерода получают на установке, изображенной на рис. 2.1
17
В склянке 3, заполненной водой, СО2 освобождается от хлороводорода, а в склянке 4 с концентрированной серной кислотой – от влаги.
.
Рис. 2.1. Установка для получения СО2 :
1– реакционная колба; 2 – делительная воронка с раствором HCI;
3, 4 – промывные склянки; 5 – колба–приемник СО2
Последовательность выполнения работы следующая:
1.Сухую колбу ёмкостью ~0,250 л закройте пробкой, нижний уровень пробки отметьте карандашом для надписей по стеклу.
2. Взвесьте на технических весах (точность 0,01 г) колбу с воздухом, закрытую пробкой - m1 (г).
3. Поместите в реакционную колбу несколько кусочков мраморной крошки и из воронки прилейте раствор НСl. Образующийся в результате реакции СО2 в течение 3-4 минут наполняет колбу – приемник,
вытесняя из нее воздух.
4. Наполненную диоксидом углерода колбу закройте пробкой так,
чтобы она вошла до метки, и взвесьте на тех же весах, на которых
взвешивали колбу с воздухом - m2 (г).
5. Измерьте объем колбы (V) в условиях опыта (р, Т). Для этого
заполните колбу водой до метки и вылейте воду в мерный цилиндр.
6. Отметьте показания барометра (р) и термометра (t) во время
опыта.
7. Внесите результаты опыта в табл.2.1.
18
Таблица 2.1
Результаты опыта
Масса кол- Масса кол- Объем кол- Давление
(газа) р, Па
бы с возду- бы с СО2 бы
хом m1, г
m2,, г
V, л
Температура
Т, К
8. Приведите объём газа (V) к нормальным условиям, используя
формулу, объединяющую законы Гей-Люссака и Бойля-Мариотта:
V0=р·V·T0/T·р0.
9. Через абсолютную плотность воздуха ρ (ρ=М / Vm) вычислите
массу воздуха в объёме колбы (m3), считая среднюю молярную массу
воздуха равной 29 г/моль:
m3 = ρ·Vo = (29/22,4) ·V0.
10. Рассчитайте массу пустой колбы (m4) и массу СО2 в объеме
колбы (m5):
m4= m1 - m3 и m5= m2 - m4 .
11. Вычислите относительную молекулярную массу диоксида углерода и его молярную массу тремя способами.
Первый - через относительную плотность СО2 по воздуху:
Dвозд.(СО2) = m(СО2)/mвозд = m5/ m3 и
M(СО2) =D возд.(СО2)·Мвозд;
Второй - через молярный объем и абсолютную плотность СО2 :
ρ(СО2) = m(СО2)/V0 = m5/V0 (г/л) и M(СО2) = ρ· 22,4 (г/моль);
Третий - по уравнению Менделеева-Клапейрона:
р·V=ν · RT
и
М = m5 / ν (г/моль).
Численное значение универсальной газовой постоянной R зависит
от единиц объема и давления газа. Если давление измерено в Па, объем в м3, то R = 8,31 Дж/(моль· К):
19
P 0 ⋅ V 0 1,013 ⋅ 105 н / м 2 ⋅ 22,4 ⋅ 10−3 м 3 / моль
Дж
R=
=
8
,
31
=
T0
273К
моль ⋅ К
Вычислите относительную ошибку опыта (∆ Мотн), %.
Мтеор. − Мопыт .
∆ Мотн =
·100 %.
Мтеор.
Выводы
Перечислите основные понятия и законы атомно-молекулярного
учения, использованные при расчётах молекулярной массы газа.
Работа 3. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТА
ВЕЩЕСТВА
3.I. Цель работы
• Научиться проводить расчеты эквивалентов простых и сложных
веществ; усвоить закон эквивалентов.
• Освоить экспериментальный метод определения эквивалента вещества.
3.2. Подготовка к работе
Усвойте следующие положения
Эквиваленты и молярные массы эквивалентов простых и
сложных веществ могут быть определены экспериментально и быть вычислены, исходя из состава соединения (см. работу 1).
Значение эквивалента вещества зависит от того, в какой конкретной реакции оно участвует. Молярная масса эквивалента основания
может быть вычислена как частное от деления молярной массы основания на его кислотность, определяемую числом вступающих в реакцию
гидроксидных групп. Для вычисления молярной массы эквивалента
кислоты необходимо молярную массу кислоты разделить на её основность, которая определяется числом атомов водорода, замещающихся
на атомы металла.
20
Чтобы вычислить молярную массу эквивалента соли, надо молярную массу соли разделить на произведение числа атомов металла в
молекуле соли на его степень окисления.
Эквивалентным объемом (Vэ) называется объем, занимаемый эквивалентом газообразного вещества (н.у.).
Учитывая, что молекулы простейших газов двухатомны (Н2, О2) и
зная молярный объем газа (Vom=22,4 л/моль), можно рассчитать молярные объемы эквивалентов:
Voэ (Н2)=(1/2)·22,4=11,2 л/моль; Voэ(О2)= (1/4)·22,4=5,6 л/моль.
В соответствии с законом эквивалентов массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам
(объемам) эквивалентов:
Mэ(1)
Vo1
Voэ(1)
m1
Vo2
m1
=
;
=
;
= o
, (3,1)
m2
Мэ(2)
Vo2
Voэ(2)
Мэ(1)
V э(2)
где m1 и m2 – массы веществ; Vo1 и Vo2 – объемы газообразных веществ
(н.у.);Мэ(1) и Мэ(2) – молярные массы эквивалентов веществ;Voэ(1) и
Voэ(2) – молярные объемы эквивалентов газообразных веществ.
Повторите следующие вопросы:
• сущность понятий атомная и молекулярная массы; моль, молярный объем; число Авогадро;
• основные стехиометрические законы: сохранения массы вещества, постоянства состава; закон Авогадро и следствия этого закона;
• расчет по химическим формулам и уравнениям.
Изучите следующие теоретические вопросы:
• эквиваленты простых и сложных веществ, молярная масса эквивалента, молярный объем газообразных веществ;
• закон эквивалентов.
Типовые задачи и упражнения
1. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла, если известно, что при соединении 7, 2 г металла с хлором было получено 28, 2 г
21
соли. Молярная масса эквивалента хлора равна 35, 5 г/моль. Какова
атомная масса металла? Валентность металла равна двум.
Решение
Согласно закону эквивалентов вещества соединяются между собой
в количествах, пропорциональных молярным массам эквивалентов:
m1/m2=Mэ(1)/Мэ(2);
Мэ(Ме) =
m(Me ) ⋅ Mэ(Cl )
7,2 ⋅ 35,5
=
=12 г/моль.
28,2 − 7,2
m(Cl )
Молярная масса эквивалента элемента связана с атомной массой
элемента соотношением: Мэ = М/В, где В – валентность элемента. Валентность металла равна двум, тогда молярная масса атома равна:
М = 2· Мэ = 2·12=24 г/моль.
2. Вычислить молярную массу эквивалента гидроксида магния в
реакциях обмена:
Мg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O;
(1)
Мg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2О.
(2)
Решение
В реакции (1) один моль Мg(OH)2 взаимодействует c двумя моль
HCl. Молярная масса эквивалента HCl равна ее молярной массе, следовательно, один моль Мg(OH)2 взаимодействует с двумя эквивалентами
HCl и молярная масса эквивалента Мg(OH)2 равна половине его молярной массы:
58
М(Мg(OH)2)
Мэ(Мg(OH)2)=
=
=29 г/моль
2
2
В реакции (2) один моль Мg(OH)2 взаимодействует с одним моль HCl, а
эквивалент Мg(OH)2 с эквивалентом HCl. Значит, молярная масса эквивалента Мg(OH)2 равна его молярной массе:
Мэ(Мg(OH)2)= М(Мg(OH)2) = 58 г/моль.
3. Вычислить молярный объем эквивалента CO2 в реакции
СаСО3+ H2O+ CO2= Са(НСО3)2.
Решение
В соответствии с уравнением реакции 1 моль CO2 (22, 4 л) взаимодействует с 1 моль СаСО3. Молярная масса эквивалента СаСО3 равна
половине его молярной массы, следовательно, молярный объем эквивалента CO2 равен половине молярного объема газа:
22
V 0э = (1/2) · 22,4=11,2 л/моль.
Выполните упражнения и решите задачи
1. Вычислите молярные массы эквивалентов следующих веществ:
CaO, KOH, Мg(OH)2, Са(НСО3)2, H3PO4, Na2CO3, SO2, NH3. Для газообразных веществ (SO2 и NH3) найдите молярные объемы эквивалентов.
2. Вычислите количество вещества и число молярных масс эквивалентов, содержащихся в 14,8 г гидроксида кальция, 106 г карбоната натрия, 1,46 г гидрокарбоната магния.
3. Вычислите молярную массу эквивалента Н3PO4 в реакциях обмена, в результате которых образуются кислые и нормальные соли.
4. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла и его атомную массу, если 1,215 кг его вытесняют из серной кислоты 1,12·10-3 м3
водорода (н.у.). Валентность металла равна двум.
5. Природные воды, содержащие в растворенном состоянии достаточное количество СО2, растворяют известняки, превращая карбонат
кальция в гидрокарбонат:
СаСО3 + CO2 + Н2О= Са(НСО3)2.
В реакцию вступает 1 кг известняка, содержащего 10% примесей.
Рассчитайте:
1) массу образовавшегося Са(НСО3)2;
2) объем CO2, необходимый для растворения СаСО3;
3) молярные массы эквивалентов веществ, участвующих в реакции .
Литература: [2-гл. I §§ 4-16].
3.3. Рабочее задание
Определение эквивалента карбоната кальция
Определение эквивалента СаСО3 основано на измерении объема
оксида углерода (IV), образующегося в результате реакции:
СаСО3+2НCl=CaCl2+H2O+CO2↑.
23
В данной реакции 1 моль CO2 образуется при участии двух эквивалентов НCl, поэтому эквивалент CO2 равен 1/2 моль, молярная масса
эквивалента Мэ(CO2)=(1/2)·44=22 г/моль, эквивалентный объем V
0
э(СО2)=(1/2) · 22,4=11,2 л/моль.
Для определения эквивалента вещества соберите установку
(рис. 3.1.)
Рис. 3.1. Установка для определения эквивалента вещества:
1 – реакционный сосуд; 2 – бюретка; 3 – уравнительный сосуд; 4,5 –
соединительные трубки
В одно колено реакционного сосуда 1 поместите взвешенный на
аналитических весах кусочек мрамора (m), а во второе колено – до половины его объема раствор НСI.
Соедините реакционный сосуд с бюреткой, как это показано на
рис. 3.1, и проверьте прибор на герметичность. Для этого опустите
уравнительную трубку 3 на 5-10 см. Если прибор герметичен, то уровень жидкости в бюретке в течение двух-трех минут не изменится.
Приведите давление в бюретке к атмосферному, при этом жидкость в бюретке и уравнительной трубке должна быть на одном уровне.
Отметьте исходное значение V1. Затем, не нарушая герметичности, перелейте раствор кислоты в то колено сосуда, где находится мрамор. Образующийся в результате реакции диоксид углерода вытесняет жидкость из бюретки в уравнительную трубку. Периодически опускайте
уравнительную трубку, чтобы уровни жидкости в ней и бюретке не
сильно отличались.
Когда реакция закончится, дайте пробирке охладиться до комнатной температуры, после чего приведите давление к атмосферному, совместив уровни жидкости в бюретке и уравнительной трубке.
24
Объем выделившегося CO2 определите по положению нижнего
края мениска в бюретке (V2): V=V2-V1
Отметьте показания барометра (р) и термометра (t). Давление насыщенного водяного пара (h) при температуре опыта возьмите из табл.
3.1.
Таблица 3.1
Давление насыщенного водяного пара при разных условиях
t0, С
15
р, Па
1704,9
t0, С
19
р, Па
2197,0
t0, С
23
р, Па
2809,0
t0, С
27
р, Па
3565,0
16
1817,0
20
2337,8
24
2984,0
28
3780,0
17
1937,0
21
2486,0
25
3164,2
29
4000,0
18
2064,0
22
2644,0
26
3361,0
30
4245,2
Давление СО2 определяется вычитанием из атмосферного давления давления водяного пара при температуре опыта.
Результаты опыта внесите в табл. 3.2.
Таблица 3.2
Данные для расчета молярной массы эквивалента
Масса
образца
m, г
Объем СО2
в условиях
опыта
V=(V2-V1),
мл
Атмосферное давление
р, Па
Давление
Давление
насыщенСО2
ного водя- (Р-h), Па
ного пара
h, Па
Рассчитайте молярную массу эквивалента СО2 двумя способами:
по уравнению Менделеева – Клапейрона и через молярный объем газа.
В соответствии с уравнением Менделеева-Клапейрона
pV=νRT рассчитайте количество СО2 (моль):
ν = ((р – h)·V)/RT.
(3.2)
25
Если давление измерено в Па, объем – в м3, то универсальная газовая постоянная R = 8, 31 Дж/моль·К.
Масса СО2 равна
m= ν ·M .
(3.3)
Используя закон эквивалентов (3.1), вычислите молярную массу
эквивалента СаСО3.
m(СО2 )
m(СаСО3)
=
Mэ(СО2)
Мэ(СаСО3)
2. Приведите объем выделившегося углекислого газа V(СО2) к
нормальным условиям (V0), воспользовавшись законом Гей – Люссака
и Бойля – Мариотта:
рV
р 0V0
=
T
T0
По закону эквивалентов вычислите молярную массу эквивалента
СаСО3:
m (СаСО3)
V0(СО2)
=
0
Мэ(СаСО3)
V э(СО2)
, где V0э(СО2)=11,2 л/моль
Вычислите относительную ошибку опыта ∆ Мэ(СаСО3), %:
∆ Мэотн(СаСО3)=
Мэ(СаСО3)теор- Мэ(СаСО3)эксп
Мэ(СаСО3)теор
·100%
Выводы
• Назовите основные законы и положения атомно-молекулярной
теории, использованные при расчетах эквивалента вещества.
• Соответствуют ли результаты эксперимента теоретически рассчитанной величине молярной массы эквивалента карбоната кальция?
26
Работа 4. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
4.I. Цель работы
• Усвоить классификацию неорганических соединений.
• Познакомиться с химическими свойствами оксидов, гидроксидов и солей.
• Установить характер взаимодействия и генетическую связь между важнейшими классами неорганических веществ.
4.2. Подготовка к работе
Повторите следующие вопросы
• металлы, неметаллы, их положение в периодической системе;
• валентность элементов, элементы с постоянной и переменной
валентностью;
• составление формул химических соединений, правило валентности.
Усвойте следующие положения
Важнейшими классами сложных неорганических веществ являются оксиды, гидроксиды, соли.
Оксиды – это соединения двух элементов, один из которых кислород. Общая формула оксидов ЭхОу, где х - число атомов элемента,
у – число атомов кислорода.
Оксиды бывают несолеобразующие (SiO, CO, N2O, NO) и солеобразующие. Последние делятся на основные, кислотные, амфотерные.
Основными называются оксиды, которым соответствуют основные гидроксиды (основания). Например, Nа2O, CaO, MnO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NaOH,
Ca(OH)2, Mn(OH)2. Основные оксиды образуют металлы с валентностью I или II (кроме Be, Zn, Sn).
Кислотными называются оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды (кислоты). Например, CO2, P2O5, Mn2O7 – кислот-
27
ные оксиды, так как им соответствуют кислоты H2CO3, H3PO4, HMnO4.
Такие оксиды образуют все неметаллы и металлы, имеющие валентность V, VI, VII. Например, оксиды CO2 и P2O5 образованы неметаллами – углеродом и фосфором, а оксид Mn2O7 - металлом марганцем, проявляющим валентность VII.
Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, то есть обладают
двойственным характером. К ним относятся оксиды металлов с валентностью III или IV – Al2O3, Fe2O3, MnO2 и др., а также BeO, ZnO,
SnO.
К гидроксидам относятся основания, кислоты и амфотерные
гидроксиды.
Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из
атома металла и одной или нескольких гидроксидных групп -ОН. Общая формула оснований Ме(ОН)n, где n – число гидроксидных групп,
равное валентности металла Ме.
Например: NaOH, Ca(OH)2, Ni(OH)2. Если в состав молекулы основания входит одна группа –ОН, то оно называется однокислотным, если две группы – двухкислотным и т.д. Если от молекулы основания
мысленно отнять одну или несколько гидроксидных групп, то оставшаяся часть молекулы называется остатком основания. Валентность
основного остатка определяется числом гидроксогрупп, замещенных в молекуле основания на кислотный остаток.
Кислоты – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка
(табл. 4.1). Валентность кислотного остатка определяется числом
замещенных атомов водорода в молекуле кислоты на основной остаток.
Если в состав молекулы кислоты входит один атом водорода, она
называется одноосновной (HCl, HNO3, HBr), если два и более – многоосновной (H2SO4, H3PO4 и др.).
Амфотерные гидроксиды – сложные вещества, которые проявляют свойства как кислот, так и оснований. Поэтому формулы амфотерных гидроксидов можно записать как в форме оснований, так и в
форме кислот.
Zn(OH)2 ↔ H2ZnO2
основание
цинковая кислота
28
↔
Al(OH)3
основание
↔
H3AlO3
ортоалюминиевая
кислота
↔
Cr(OH)3
основание
HAlO2
H2O
метаалюминиевая
кислота
↔
H3CrO3
+
ортохромистая
кислота
HCrO2
+
H2O
метахромистая
кислота
Таблица 4.1
Названия некоторых кислот и их средних остатков
Формула Название кислокислоты
ты
HCl
HNO3
HNO2
H2SO4
H2SO3
H2S
H2CO3
H2SiO3
H3PO4
Соляная
Азотная
Азотистая
Серная
Сернистая
Сероводородная
Угольная
Кремниевая
Ортофосфорная
Кислотные остатки
кислые
средние
HSO4A
HSO3A
HSA
HCO3 A
HSiO3 A
H2PO4A, HPO42A
Номенклатура средних остатков
Хлорид
Нитрат
Нитрит
Сульфат
Сульфит
Сульфид
Карбонат
Силикат
Фосфат
ClA
NO3 A
NO2 A
SO42A
SO32 A
S 2A
CO32A
SiO32A
PO43A
Соли – сложные вещества, которые являются продуктами замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металла или гидроксидных групп в молекулах оснований кислотными остатками. При
полном замещении атомов Н или групп -ОН образуются средние соли:
H2SO4
кислота
Mg(OH)2
основание
полное замещение атомов Н
атомами металла
I
II
Na2SO4
средняя соль
сульфат натрия
полное замещение гидроксидных групп -ОН II
кислотными остатками -NO3
I
Mg(NO3)2
средняя соль
нитрат магния
При неполном замещении атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла образуются кислые соли:
29
H2SO4
(HHSO4)
неполное замещение атомов Н
кислота
атомами металла Na
I
I
NaHSO4
кислая соль
гидросульфат натрия
Двухосновная кислота с любым металлом образует одну среднюю и одну кислую соль. Например, кислота H2SO3 образует с основанием NaOH соли Na2SO3 и NaHSO3. Трехосновная кислота с любым металлом дает одну среднюю и две кислые соли. Например,
H3PO4 образует с NaOH три соли - Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4.
Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.
Название кислой соли имеет приставку гидро-, указывающую на наличие незамещенных атомов водорода; если таких атомов два или больше, то их число обозначается греческими числительными (ди-, три- и т.д.). Например, Na2HPO4 называется гидрофосфатом натрия, а NaH2PO4 - дигидрофосфатом натрия.
При неполном замещении гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками образуются основные
соли:
Mg(OH)2
(MgOHOH)
основание
неполное замещение групп –ОН
кислотными остатками -NO3
I
I
MgOHNO3
основная соль
гидроксонитрат магния
Двухкислотное основание дает одну среднюю и одну основную
соль с данным кислотным остатком. Например, основание Mg(OH)2
образует с кислотой HСl соли MgCl2 и MgOHCl. Трехкислотное основание дает одну среднюю и две основные соли. Например, Al(OH)3
образует с HСl соли AlCl3, AlOHCl2, Al(OH)2Cl. Однокислотные основания основных солей не образуют.
Название основной соли имеет приставку гидроксо-, указывающую на наличие незамещенных гидроксидных групп. Например,
AlОHCl2 называется гидроксохлоридом алюминия, Al(OH)2Cl – дигидроксохлоридом алюминия.
Изучите следующие теоретические вопросы:
• оксиды солеобразующие и несолеобразующие; основные, кислотные, амфотерные, их получение и свойства;
30
• гидроксиды: основания, кислоты, амфотерные, номенклатура,
способы получения, свойства;
• соли средние, кислые, основные, способы получения, свойства;
• взаимосвязь различных классов неорганических соединений.
Выполните упражнения
1. Укажите, к каким классам неорганических веществ относятся
следующие соединения: SiO2, Ca(OH)2, HNO3, Na2O, Cr(OH)3. Какие из
них будут взаимодействовать с гидроксидом натрия? Составьте уравнения возможных реакций. Ответ обоснуйте.
2. Какой из гидроксидов Ca(OH)2 или Al(OH)3 можно получить непосредственным взаимодействием соответствующего оксида с водой?
Как получить другой гидроксид? Запишите уравнения реакций.
3. Составьте все возможные уравнения реакций получения соли
Al2(SO4)3 в результате взаимодействия соответствующих оксидов и
гидроксидов. Укажите характер последних.
4. Напишите уравнения реакций получения всех возможных солей
при взаимодействии Al(OH)3 и H2SO4. Укажите условия их получения.
5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
MgO → MgSO4 → Mg(OH)2 → MgOHCl → MgCl2
Получаемые продукты назовите по систематической номенклатуре.
Литература: [1 - гл. 1, § 15].
4.3. Рабочее задание
Свойства основных оксидов
В две пробирки налейте 1–2 мл воды и добавьте 2-3 капли универсального индикатора. В одну пробирку на кончике шпателя внесите оксид кальция CaO, а в другую – оксид меди CuO. Встряхните содержимое пробирок. Отметьте наблюдаемые явления, учтя, что в воде универсальный индикатор имеет зеленую окраску, в слабых кислотах желтую, а в щелочах – синюю. Напишите уравнение наблюдаемой
31
реакции. Сделайте заключение о растворимости основных оксидов в
воде.
В две пробирки внесите на кончике шпателя небольшое количество оксида меди. Прилейте в одну из пробирок 1-2 мл серной кислоты
H2SO4, а в другую – такой же объем гидроксида натрия NaOH. Содержимое пробирок слегка подогрейте пламенем спиртовки. Отметьте протекание реакции только в одной из пробирок. Напишите ее уравнение.
Охарактеризуйте химические свойства основных оксидов.
Свойства кислотных оксидов
Демонстрационно получите оксид углерода (IV) - углекислый газ.
Для этого в пробирку с газоотводной трубкой поместите 2-3 кусочка
мрамора (CaCO3) и прилейте к ним небольшой объем концентрированной соляной кислоты. Выделяющийся газ последовательно пропустите
через заранее приготовленные пробирки: а) с водой, содержащей универсальный индикатор; б) с насыщенным раствором гидроксида кальция Ca(OH)2; в) с разбавленным раствором серной кислоты.
Отметьте наблюдаемые явления. Запишите уравнения реакций.
Охарактеризуйте химические свойства кислотных оксидов.
Получение и свойства гидроксидов
В две пробирки налейте по 0,5 – 1 мл сульфата меди CuSO4 и
сульфата цинка ZnSO4 соответственно. Добавьте в каждую из пробирок
несколько капель гидроксида натрия. Наблюдайте образование голубого аморфного осадка Cu(OH)2 и белого осадка Zn(OH)2. Напишите
уравнения реакций их получения. Можно ли получить гидроксиды меди
и цинка взаимодействием соответствующих оксидов с водой? Почему?
Разделите каждый из осадков на две части: к одной прибавьте 0,5 1 мл серной кислоты, к другой - столько же щелочи NaOH. В каких случаях произошло растворение осадков? Напишите уравнения наблюдаемых реакций.
Укажите, каким способом могут быть получены нерастворимые в
воде основания.
Сделайте вывод о характере гидроксидов меди и цинка.
32
Составление уравнений реакций получения солей
Пример. Получите среднюю соль - карбонат магния MgCO3, а
также соответствующие ей кислую и основную соли.
Для получения указанных солей могут быть использованы следующие соединения:
кислота
H2CO3 , основание - Mg(OH)2,
кислотный оксид - CO2 , основный оксид – MgO.
Составим возможные уравнения реакций получения соли MgCO3,
помня, что могут взаимодействовать только вещества различного характера:
II
CO2
+
CO2
+
MgO
+
кислотный
оксид
MgO
MgCO3 .
основный
оксид
кислотный
оксид
основный
II
средняя соль – карбонат магния
Mg(OH)2
MgCO3 + Н2О.
H2CO3
MgCO3 + Н2О.
основание
кислота
оксид
MgCO3 + 2 Н2О.
Mg(OH)2 + H2CO3
основание
кислота
Так как Mg(OH)2 является двухкислотным основанием, то при его
взаимодействии с H2CO3 может быть получена основная соль. Для этого основание должно быть взято в избытке:
I
2Mg(OH)2 + H2CO3
избыток
II
(MgОН)2CО3 + 2Н2О.
гидроксокарбонат
магния
Так как H2CO3 является двухосновной кислотой, при ее взаимодействии с Mg(OH)2 может быть получена кислая соль. Для этого в
избытке должна быть взята кислота:
II
Mg(OH)2 + 2H2CO3
избыток
I
Mg(НCO3)2 + 2 H2O.
гидрокарбонат
магния
33
Получите у преподавателя вариант задания (табл. 4.2). Напишите
все возможные уравнения реакций получения соли (а), представленной
в вашем варианте, путем взаимодействия соединений различных классов. Укажите тип реакций.
Таблица 4.2
Варианты заданий
Номер
варианта
Номер
варианФормула соли
та
4
а)Cu(NO3)2,б) CuOHNO3
Формула соли
1
а) AlCl3, б) AlOHCl2
2
а)CaSO4, б) Ca(HSO4)2
5
а)CaSiO3, б) Ca(НSiO3)2
3
а)Na3PO4, б) NaH2PO4
6
а) К2SO3, б) КНSO3
Составьте уравнение реакции получения соли (б). Укажите условие, при котором образуется данная соль.
Выводы
Сформулируйте принцип кислотно-основного взаимодействия.
Работа 5. ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ОКСИДОВ, ГИДРОКСИДОВ,
СОЛЕЙ
5.I. Цель работы
• Усвоить классификацию неорганических соединений.
• Познакомиться с методами получения, химическими свойствами оксидов, гидроксидов и научиться определять их характер.
• Установить генетическую связь между важнейшими классами
неорганических соединений.
• Научиться составлять уравнения реакций получения средних,
кислых и основных солей.
34
5.2. Подготовка к работе
Усвойте следующие положения
Сложные неорганические вещества делятся на три класса: оксиды,
гидроксиды, соли. Каждый класс объединяет вещества, сходные по составу и по свойствам (см. работу 4).
Способы получения оксидов
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:
MЕТАЛЛ (НЕМЕТАЛЛ) + О2 = ОКСИД,
4 Na + O2 = 2 Na2O.
4 P + 5 O2 = 2 P 2O5.
2. Разложение нерастворимых оснований (получение основных оксидов) :
t 0С
НЕРАСТВОРИМОЕ ОСНОВАНИЕ
= ОСНОВНОЙ ОКСИД + ВОДА,
0
t С
Ni(OH)2 = NiO + H2O.
3. Разложение некоторых кислородсодержащих кислот (получение кислотных оксидов):
t0 С
КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА,
t0С
H2SO4 = SO3 + H2O,
t0С
2 HMnO4 = Mn2O7 + H2O.
4. Разложение солей (кроме солей щелочных металлов):
t0 С
СОЛЬ = ОСНОВНОЙ ОКСИД
+ КИСЛОТНЫЙ ОКСИД,
0
tС
CdCO3 = CdO + CO2 .
Различают основные, кислотные и амфотерные оксиды.
Основными называются оксиды, которым соответствуют основные гидроксиды (основания). Их образуют металлы с валентностью
I, II (кроме Zn, Be, Sn). Например, K2O, CaO, FeO и др.
35
Химические свойства основных оксидов
1. Взаимодействие с водой с образованием растворимых в воде
оснований (щелочей) – только для оксидов щелочных и щелочноземельных металлов:
ОСНОВНЫЙ ОКСИД + ВОДА = ЩЕЛОЧЬ,
K2O + H2O = 2 KOH,
NiO + H2O - реакция не идет.
2. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием солей:
ОСНОВНЫЙ ОКСИД + КИСЛОТНЫЙ ОКСИД = СОЛЬ,
K2O + SO2 = K2SO3.
3. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
ОСНОВНЫЙ ОКСИД + КИСЛОТА = СОЛЬ + ВОДА,
K2O + H2SO4 = K2SO4 + H2O.
Кислотными называются оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды (кислоты) – (см. табл. 4.1 в работе 4). Кислотные
оксиды образуют неметаллы, а также металлы, проявляющие валентность V, VI, VII. Например, CO2, CrO3, Mn2O7 и др.
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействие с водой с образованием кислот (кроме SiO2):
КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА = КИСЛОТА,
P2O5 + 3 H2O = 2 H3PO4.
2. Взаимодействие с основными оксидами с образованием солей:
КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ОСНОВНЫЙ ОКСИД = СОЛЬ,
P2O5 + 3 K2O = 2 K3РO4.
3. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды:
КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ОСНОВАНИЕ = СОЛЬ + ВОДА,
P2O5 + 6 NaOH = 2 Na3PO4 + 3 H2O.
Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий, проявляют как основные, так и кислотные свойства, то есть обладают двойственным характером. Их образуют металлы с валентностью III и IV, а также Bе и Zn – Al2O3, MnO2, ZnO и др.
Химические свойства амфотерных оксидов
1. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием солей:
36
t0 C
АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + КИСЛОТНЫЙ
ОКСИД = СОЛЬ,
0
tC
Cr2O3 + 3 SO3 = Cr2(SO4)3.
2. Взаимодействие с основными оксидами с образованием
солей:
0
tC
АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + ОСНОВНЫЙ
ОКСИД = СОЛЬ,
0
tC
Cr2O3 + K2O = 2 KCrO2.
3. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + КИСЛОТА = СОЛЬ + ВОДА,
Cr2O3 + 6 HCl = 2 CrCl3 + 3 H2O.
4. Взаимодействие с растворимыми основаниями с образованием
соли и воды или комплексной соли:
АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + ЩЕЛОЧЬ = СОЛЬ + ВОДА,
при сплавлении
Сr2O3 + 2 KOH
Сr2O3 + 2 KOH + 3 H2O
=
2 KCrO2 + H2O.
в растворе
=
2 K[Cr(OH)4].
К гидроксидам относятся основания, кислоты и амфотерные
гидроксиды.
Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из
атома металла и одной или нескольких гидроксидных групп –ОН. Растворимые в воде основания (щелочи) могут быть получены непосредственным взамодействием оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой. Нерастворимые в воде основания получают взаимодействием солей соответствующих металлов со щелочами:
СОЛЬ + ЩЕЛОЧЬ = НЕРАСТВОРИМОЕ ОСНОВАНИЕ + СОЛЬ
MnCl2 + 2 NaOH = Mn(OH)2↓ + 2 NaCl
Основания взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами,
а также с амфотерными оксидами и гидроксидами. В результате образуются соль и вода. Возможно также взаимодействие с солями, если в
результате образуется малорастворимое соединение.
Кислоты – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотных остатков
(см. табл. 4.1 в работе 4). Кислоты взаимодействуют с основаниями,
основными оксидами, с амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием солей и воды. Возможно также взаимодействие с солями,
если в результате образуется газ, осадок или слабый электролит.
37
Амфотерные гидроксиды проявляют свойства как кислот, так и
оснований. Поэтому формулы амфотерных гидроксидов можно записать
как в форме кислот, так и в форме оснований (см. работу 4).
Химические свойства амфотерных гидроксидов
1.Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и
воды:
АМФОТЕРНЫЙ ГИДРОКСИД + КИСЛОТНЫЙ ОКСИД=СОЛЬ + Н2О,
2 Al(OH)3 + 3 SO3 = Al2(SO4)3 + 3 H2O.
2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
АМФОТЕРНЫЙ ГИДРОКСИД + КИСЛОТА = СОЛЬ + ВОДА,
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6 H2O.
3. Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и
воды:
АМФОТЕРНЫЙ ГИДРОКСИД + ОСНОВНЫЙ ОКСИД=СОЛЬ + ВОДА,
t0 C
2 HAlO2 + К2O = 2 КAlO2 + H2O.
4. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды или
комплексной соли:
АМФОТЕРНЫЙ ГИДРОКСИД + ОСНОВАНИЕ = СОЛЬ + ВОДА,
при сплавлении
HAlO2 + КOH
=
КAlO2 + H2O;
в растворе
Al(OH)3 + КOH
= К [Al(OH)4] (комплексная соль).
Соли – сложные вещества, состоящие из основного и кислотного
остатков. Их можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов или как продукты замещения гидроксидных групп в основании кислотными остатками. При полном замещении получаются средние соли (например, Na2CO3, FeCl3); при неполном замещении водорода в кислоте – кислые соли (NaHCO3,
K2HPO4 и др.); при неполном замещении гидроксидных групп в основании – основные соли (FeOHCl2, Fe(OH)2Cl и др.) Схемы образования
вышеуказанных солей см. в работе 4.
Изучите следующие теоретические вопросы:
• оксиды солеобразующие и несолеобразующие, основные, кислотные, амфотерные, их получение и свойства;
38
• гидроксиды: основания, кислоты и амфотерные (номенклатура,
способы получения, свойства);
• соли средние, кислые, основные, способы получения, свойства.
Выполните упражнения
1. Составьте формулы оксидов лития, кальция, алюминия, серы
(VI), олова (IV). Какой из оксидов является кислотным? Подтвердите
его характер соответствующими уравнениями реакций.
2. Напишите уравнение реакции получения гидроксида железа (II).
Можно ли получить указанное соединение взаимодействием соответствующего оксида с водой? Укажите характер полученного гидроксида
(основной, кислотный, амфотерный). C каким из предложенных ниже
веществ он будет взаимодействовать: Сa(OH)2, N2O5, H2SO4, CuO,
Zn(OH)2? Напишите уравнения возможных реакций.
3. Составьте уравнения реакций образования всех возможных солей из гидроксида кальция и угольной кислоты. Укажите их названия.
4. Напишите молекулярные реакции, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
Al2О3 → Al2(SO4)3 → Al(OH)3 → Al(OH)2Cl → AlCl3
Назовите продукты реакций по систематической номенклатуре.
Литература [2 - гл. 1, § 15].
5.3. Рабочее задание
1. Получение и свойства оксидов
Получите у преподавателя вариант рабочего задания в соответствии с табл. 5.1.
• Из предложенных в вашем варианте реактивов к заданию 1 выберите оксид. Составьте возможные уравнения реакций его получения.
• Экспериментально определите его характер, используя предложенные в вашем варианте реактивы к заданию 1. (Необходимо учесть,
что практически все реакции, кроме реакций с водой, идут при нагревании). Напишите уравнения проведенных реакций. Отметьте, к каким
классам неорганических веществ относятся участники реакций.
39
Таблица 5.1
Варианты заданий
Вариант
1
Реактивы к заданию 1
Реактивы к заданию 2
CO2, H2SO4, H2O,Ca(OH)2,
Cu(OH)2
универсальный индикатор CuO, H2O, CuSO4, NaOH, H2SO4
2
MgО, H2O, HNO3, NaOH,
Al(OH)3
универсальный индикатор Al2O3, H2O, AlCl3, NaOH, HNO3
3
CuO, NaOH, H2SO4, H2O,
Zn(OH)2
универсальный индикатор ZnO, H2O, ZnSO4, NaOH, H2SO4
4
ZnO, H2O, HNO3, NaOH,
Cr(OH)3
универсальный индикатор Cr2O3, H2O, Cr2(SO4)3, NaOH,
НNO3
5
CaO, H2O, HCl, KOH,
Mg(OH)2
универсальный индикатор MgO, H2O, MgCl2, NaOH, HCl
6
Al2O3, H2O, HCl, KOH,
Fe(OH)3
универсальный индикатор Fe2O3, H2O, FeCl3, NaOH, HCl
Примечание для выполняющих вариант 1: Оксид углерода (IV)
(углекислый газ), необходимый для проведения эксперимента, получите
в вытяжном шкафу действием концентрированной соляной кислоты на
мрамор (CaCO3).
Сделайте заключение о характере исследуемого оксида.
2. Получение и свойства гидроксидов
Получите гидроксид, указанный в вашем варианте, используя реактивы к заданию 2 из табл. 5.1.
Испытайте отношение полученного гидроксида к кислоте и щелочи. Для этого содержимое пробирки (осадок) разделите на две части: в
40
первую пробирку добавьте кислоту, в другую – щелочь. Отметьте, в каком случае идет реакция. На основании своих наблюдений сделайте вывод о характере полученного гидроксида и подтвердите его уравнениями проведенных реакций.
Укажите, каким способом могут быть получены нерастворимые в
воде основания.
Сделайте заключение о характере исследуемого гидроксида.
3. Составление уравнений реакций получения солей
Получите у преподавателя вариант задания (табл. 5.2.).
1. Напишите все возможные уравнения реакций получения соли
(а), представленной в вашем варианте, путем взаимодействия соединений различных классов. Назовите полученную соль по систематической
номенклатуре.
2. Составьте уравнение реакции получения соли (б). Укажите условие, при котором образуется данная соль.
Таблица 5.2
Варианты заданий
Номер
варианта
1
2
3
Формула соли
а) Na2CO3 б) NaНCO3
а)Mg(NO3)2 б) MgOHNO3
а) K3PO4
б) KH2PO4
Номер
варианта
4
5
6
Формула соли
а) FeCl2 б) FeOHCl
а)CaCO3 б)Ca(HCO3)2
а) Li2SO3 б) LiНSO3
Примечание: Пример составления уравнений реакций получения
солей см. в работе 4 (рабочее задание 4).
Выводы
1. Перечислите важнейшие классы неорганических веществ.
2. Сформулируйте принцип кислотно-основного взаимодействия.
41
Работа 6. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ОЦЕНКА ВОЗМОЖНОСТИ
САМОПРОИЗВОЛЬНОГО ПРОТЕКАНИЯ ПРОЦЕССОВ
6.1. Цель работы
• Усвоить основные положения химической термодинамики.
• Ознакомиться со способами определения и расчета тепловых
эффектов химических реакций.
• Научиться решать вопрос о возможности протекания и направленности химических реакций.
6.2. Подготовка к работе
Усвойте следующие положения
Обмен энергией между изучаемой системой и внешней средой
описывают законы, которые изучает термодинамика. Согласно первому началу термодинамики теплота Q, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии ∆U и на работу системы
против действия внешних сил A:
Q = ∆U + A.
(6.1)
Положительной считаются работа, совершаемая системой, и теплота, подводимая к системе.
Если на систему не действуют никакие другие силы, кроме постоянного давления, то есть единственным видом работы является работа
расширения, то А=р∆V. Следовательно, в изобарных процессах (при
р=const)
QР = ∆U + р∆V.
(6.2)
Вводя величину Н = U + pV, называемую энтальпией, получим
QР = ∆Н.
(6.3)
Таким образом, в изобарном процессе теплота, подведенная к системе, равна изменению энтальпии системы ∆Н.
Согласно закону Гесса изменение энтальпии химической реакции
(тепловой эффект реакции при постоянном давлении) определяется
лишь конечным и начальным состоянием системы и не зависит от пути
перехода системы из одного состояния в другое.
42
Согласно следствию из закона Гесса изменение энтальпии реакции ∆Нреакц равно разности между суммой энтальпий образования ∆Нобр
продуктов реакции и суммой энтальпий образования ∆Нобр исходных
веществ с учетом стехиометрических коэффициентов ν:
∆Нреакц = Σ ν∆Нобр(продуктов) - Σ ν∆Нобр(исх. в-в).
Энтальпия образования соединения ∆Нобр определяется как изменение энтальпии реакции образования 1 моль этого соединения из соответствующих простых веществ.
Обычно определяют изменение стандартной энтальпии реакции
0
∆Н реакц по стандартным энтальпиям образования веществ при 298 К,
приведенным в справочниках и обозначаемым как ∆Н0обр, 298, ∆Н0f, 298
или просто ∆Н0298:
∆Н0реакц = Σ ν∆Н0298(продуктов) - Σ ν∆Н0298(исх. в-в).
(6.4)
Химическое уравнение, в котором указано изменение энтальпии
реакции ∆Нреакц (тепловой эффект) и агрегатные состояния веществ, называется термохимическим уравнением. Коэффициенты в термохимических уравнениях могут быть как целыми, так и дробными.
Изменение энтальпии в
ходе химической реакции не служит
критерием ее самопроизвольного (без затраты работы) протекания. Самопроизвольно могут протекать как экзотермические (∆Нреакц<0), так и
эндотермические (∆Нреакц>0) процессы. В изолированных системах критерием, определяющим направление процесса, служит изменение энтропии ∆S. Энтропию системы S можно рассматривать как меру неупорядоченности ее состояния.
Согласно второму началу термодинамики в изолированных системах самопроизвольно протекают такие процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии (∆
∆S > 0).
Для химической реакции в стандартных условиях
∆S0реакц = Σ νS0298(продуктов) - Σ νS0298 (исх. в-в),
(6.5)
где S0298 - стандартные энтропии веществ.
Движущей силой химических процессов, протекающих в неизолированных системах при постоянных давлении и температуре, является
стремление к минимуму энергии (энтальпийный фактор) и максимуму
энтропии (энтропийный фактор). Оба этих фактора учитывает энергия
Гиббса (изобарно-изотермический потенциал G).
43
При стандартных условиях для неизолированных закрытых систем
∆G0реакц = ∆H0реакц - T∆S0реакц,
(6.6)
где Т=298 К.
Условие принципиальной возможности протекания процесса при
Т=const и р= const в неизолированных системах:
∆G<0.
Если ∆G<0, протекание реакции принципиально возможно, но
практически может не осуществляться из-за кинетических затруднений.
Процесс принципиально невозможен в данных условиях, если
∆G>0.
В системе наступило химическое равновесие, если ∆G=0. Чем более отрицательно значение ∆G, тем дальше система находится от состояния равновесия, тем более она реакционноспособна.
Изучите следующие теоретические вопросы:
•сущность понятий: термодинамические системы (изолированные
и неизолированные, открытые и закрытые, гомогенные и гетерогенные);
термодинамические параметры системы, термодинамические функции
состояния - внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия
Гиббса G;
• первое начало термодинамики, тепловые эффекты химических
реакций, закон Гесса и следствия из него, расчет ∆Н химических реакций при стандартных условиях, термохимические уравнения;
• второе начало термодинамики, энтропия и свободная энергия
Гиббса как критерии направленности и равновесия процессов.
Выполните упражнения и решите задачи
1. Декарбонизация доломита идет по схеме
CaCO3.MgCO3 (к)= CaO(к) + MgO(к) + 2CO2 (г).
Изменение стандартной энтальпии реакции ∆Н0реакц=302 кДж. Определите стандартную энтальпию образования доломита
∆Н0298
(CaCO3.MgCO3(к)), если известны стандартные энтальпии образования:
∆Н0298(CaO(к)) = - 635,5 кДж/моль,
∆Н0298(MgO(к)) = - 601,2 кДж/моль,
∆Н0298(CO2 (г)) = -393,5 кДж/моль.
44
2. Строительный (полуводный) гипс получают из природного гипсового камня по реакции
CaSO4. 2H2O(к) = CaSO4. 0,5H2O(к) + 1,5H2O(г).
Определите изменение энтальпии реакции по стандартным энтальпиям
образования веществ:
∆Н0298(CaSO4. 2H2O (к)) = -2019 кДж/моль,
∆Н0298(CaSO4. 0,5H2O (к)) = -1575 кДж/моль,
∆Н0298 (H2O (г)) = -241,8 кДж/моль.
Выделяется или поглощается теплота в ходе данного процесса? Запишите термохимическое уравнение для данного процесса.
3. Возможен ли самопроизвольный процесс окисления железа при
стандартных изобарно-изотермических условиях:
4Fe(к) + 3O2 (г) = 2Fe2O3 (к)?
Ответ подтвердите расчетом, используя значения следующих термодинамических функций:
∆Н0298(Fe2O3 (к)) = -822,2 кДж/моль,
S0298(Fe(к)) = 27,2 Дж/моль.К,
S0298(O2 (г)) = 205,0 Дж/моль.К,
S0298(Fe2O3 (к)) = 90,0 Дж/моль.К.
Литература: [1 - §§ 5.1-5.4], [2 - §§ 54-56, 65-68].
6.3. Рабочее задание
6.3.1. Определение теплоты нейтрализации сильной кислоты
сильным основанием
Для измерения теплового эффекта реакции
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
используют калориметрическую установку, состоящую из двух сосудов.
В наружном сосуде находится калориметрический стакан, закрытый
крышкой, с термометром и мешалкой. Выделяемая в ходе реакции теплота передается реакционной смеси и самому калориметрическому стакану, в котором она находится, вызывая повышение температуры.
Приступая к работе, получите у преподавателя вариант задания.
45
Таблица 6.1
Варианты задания
Вариант задания
1
2
3
4
5
Объем 1 М NaOH, мл
80
100
120
140
150
Объем 0,5 М H2SO4, мл
80
100
120
140
150
Взвесьте сухой внутренний калориметрический стакан на технических весах, запишите его массу - mст.
Отмерьте цилиндром заданный объем раствора щелочи NaOH с
молярной концентрацией 1 моль/л, вылейте его в калориметрический
стакан и, перемешивая, отметьте температуру раствора - tнач.
Затем добавьте такой же объем серной кислоты H2SO4 с молярной
концентрацией 0,5 моль/л, закройте стакан крышкой, энергично перемешайте мешалкой и запишите максимальную (конечную) температуру
опыта - tкон.
По полученным данным рассчитайте:
1) разницу температур ∆Т (К)
∆Т = Ткон - Тнач,
2) суммарную массу раствора mр-ра (г), находящегося в калориметрическом стакане, приняв его плотность ρ равной 1 г/мл:
mр-ра =(Vщел + Vкис) ρр-ра,
3) теплоемкость системы сm (Дж/К) как сумму теплоемкостей раствора и стакана (теплоемкостью называют количество теплоты, необходимое для повышения температуры вещества на 1 К):
сm = cр-ра mр-ра + cст mст,
(6.7)
.
где cр-ра - удельная теплоемкость раствора, cр-ра= 4,184 Дж/г К;
cст - удельная теплоемкость стекла, cст= 0,753 Дж/г.К;
mр-ра - суммарная масса раствора, г;
mст - масса стакана, г;
4) количество теплоты q (Дж), выделившейся в калориметре:
q = cm. ∆Т;
(6.8)
5) число моль полученной воды n H 2 O (моль), равное числу моль
нейтрализованной щелочи:
n H 2 O = Cщел .Vщел,
46
где Cщел - молярная концентрация раствора щелочи NaOH, моль/л;
Vщел - объем щелочи NaOH, взятый для опыта, л;
6) тепловой эффект реакции нейтрализации (изменение энтальпии
реакции) ∆Нреакц (кДж/моль):
∆Н реакции = −
q
n H 2O .
(6.9)
С учетом принятой в термодинамике системы знаков: знак "минус" ставят, если теплота выделяется системой, что и происходит в
данном случае.
Теоретическое значение теплоты нейтрализации ∆Н0реакц можно
получить, произведя согласно следствию из закона Гесса термодинамический расчет с использованием стандартных энтальпий образования
веществ ∆Н0298.
6.3.2. Термодинамический расчет изменения стандартной
энтальпии реакции нейтрализации и оценка возможности
самопроизвольного протекания процесса
Согласно теории электролитической диссоциации нейтрализация
сильной кислоты сильным основанием в разбавленном растворе отвечает следующему уравнению:
Н+(ж) + ОН-(ж) = Н2О(ж).
Используя данные табл. 6.2, рассчитайте по формуле (6.4) стандартную энтальпию реакции нейтрализации ∆Н0реакц и сравните полученное значение с экспериментальной теплотой нейтрализации.
Таблица 6.2
Термодинамическая
функция
∆Н0298, кДж/моль
S0298, Дж/моль.К
Н+(ж)
ОН-(ж)
Н2О(ж)
0
0
-230,0
-10,5
-286,0
70,0
47
По уравнению (6.5) рассчитайте изменение энтропии в ходе реакции нейтрализации при стандартных условиях ∆S0реакц и сделайте вывод
о возможности протекания данного процесса в изолированных системах.
По уравнению (6.6) вычислите изменение энергии Гиббса ∆G0реакц
в стандартных изобарно-изотермических условиях и сделайте вывод о
возможности самопроизвольного протекания данной реакции в неизолированных системах.
Выводы
1. Опишите способы определения и расчета тепловых эффектов
химических реакций.
2. Какие термодинамические функции служат критерием самопроизвольного протекания процессов в изолированных и неизолированных системах?
Работа 7. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
7.I. Цель работы
• Усвоить основные положения химической кинетики.
• Установить факторы, влияющие на скорость химических
реакций.
• Рассмотреть влияние внешних условий на химическое равновесие.
7.2. Подготовка к работе
Усвойте следующие положения:
Скорость химических реакций принято выражать изменением количества реагирующих веществ в единицу времени. Если химический
процесс гомогенный, то количество вещества относят к единице объема
48
системы; в гетерогенном процессе – к единице площади поверхности
твердой фазы. Скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ, давления в случае газообразных веществ, температуры, присутствия катализатора.
При постоянной температуре скорость пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, при этом каждая из
концентраций берется в степени, равной коэффициенту перед формулой
данного вещества в уравнении химической реакции – закон действия
масс.
Так, для реакции mA + nB = cC
ϑ = κ ⋅ С mA ⋅ C nB ,
(7.1)
где k – константа скорости реакции,
СА и СВ – концентрации реагирующих веществ,
m и n – стехиометрические коэффициенты (коэффициенты в
реакции перед веществами).
В случае гетерогенного процесса в уравнение закона действия
масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазах.
Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа, согласно которому с повышением температуры на каждые 10 °С скорость реакции увеличивается обычно в 2 - 4 раза.
Число, показывающее во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении температуры на 10 °С, называется температурным коэффициентом - γ. Математическое выражение правила
Вант-Гоффа следующее:
ϑt2
ϑ t1
где
ϑt2 и ϑ t
=γ
t 2 − t1
10
(7.2)
- скорости реакции при температурах t2 и t1.
Существуют реакции необратимые и обратимые. Обратимые реакции могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, которая зависит от природы реагирующих веществ и температуры.
1
49
Для обратимой реакции 2NO2(г)
[0 2 ] ⋅ [NO]2
Кс =
[NO 2 ] 2
2NO(г) + O2(г) ,
,
где Кс – константа равновесия,
[O2], [NO2], [NO] – равновесные концентрации соответствующих
веществ.
Изменением внешних условий (концентрации, давления, температуры) можно заставить процесс идти как в прямом, так и в обратном
направлениях. Происходит смещение равновесия. Влияние внешних
факторов на положение равновесия выражается принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, то в системе происходят процессы, ослабляющие внешнее воздействие.
Повышение концентрации исходных веществ приводит к увеличению скорости прямой реакции, равновесие смещается вправо; повышение концентрации продуктов реакции смещает равновесие влево.
При увеличении внешнего давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа моль газообразных веществ; при
уменьшении давления – в сторону большего числа моль газообразных
веществ.
При нагревании равновесие смещается в сторону эндотермической
реакции, при охлаждении – в сторону экзотермической реакции.
Изучите следующие теоретические вопросы:
● гомогенные и гетерогенные химические процессы;
● скорость химических реакций и факторы, влияющие на нее;
● энергия активации реакций и понятие об активных молекулах;
условия, определяющие смещение химического равновесия, принцип
Ле Шателье;
● константы скорости реакции и равновесия, их физический
смысл.
Выполните упражнения и решите задачи
1. Напишите кинетические уравнения для приведенных реакций
50
MgCO3(кр)+Н2О+СО2(г) = Mg(HCO3)2(ж);
Ca(OH)2(ж)+SO3(г) = СaSO4(ж) + H2O(ж).
4NH3(г)+5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(г).
2. Как изменится скорость прямой реакции, протекающей по уравнению Ca(OH)2(ж)+CO2(г) = СaСO3(кр) + H2O(ж):
а) при увеличении концентрации Ca(OH)2 в 3 раза?
б) при увеличении давления в 2 раза? Ответ подтвердите расчетами.
3. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 32 раза? Температурный коэффициент равен двум.
4. Какие процессы экономически более выгодны – идущие в системах с высоким или низким значением энергии активации? Почему с
повышением температуры скорости реакции в необратимых процессах
возрастают?
5. Напишите выражение для константы равновесия следующих реакций:
N2(г)+3H2(г)
2NH3(г), ∆H<0
CaCO3 (кр) +СО2(г) +Н2О(ж)
Ca(HCO3)2(ж) , ∆H<0.
Как надо изменить условия (давление, концентрацию реагирующих веществ, температуру), чтобы увеличить выход продуктов реакции?
Литература: [2 - §§ 5.5., 7.1.], [3 - §§ 58 – 65].
7.3. Рабочее задание
1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Зависимость скорости реакции от концентрации изучите на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SО4+ H2SO3 + S↓
↓.
Признаком прохождения реакции является помутнение раствора
вследствие выделения серы.
51
В штативе закреплены 3 бюретки, в которых налиты: в одной раствор H2SO4, в другой – дистиллированная вода, в третьей – раствор
Na2S2O3. Приведите бюретки в рабочее состояние.
Возьмите 3 пробирки и налейте в них из бюреток указанный в
табл. 7.1 объем (мл) раствора тиосульфата натрия и воды.
Таблица 7.1
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ
Номер
пробирки
Объем, мл
H2SO4
Н2О
Na2S2O3
1
1
2
1
2
1
1
2
3
1
0
3
Время
Относительная
помут- скорость реак1
нения, с
ции, ϑ = , с-1
τ
Затем в другие 3 пробирки налейте по 1мл серной кислоты.
Заметив время, в первую пробирку прилейте 1мл серной кислоты и
быстро перемешайте. Отметьте время начала помутнения раствора.
Проделайте то же самое с двумя оставшимися пробирками. Результаты
опыта внесите в табл. 7.1.
Постройте график зависимости относительной скорости реакции
(на ординате) от объема Na2S2O3 (на абсциссе).
Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
2. Зависимость скорости реакции от температуры
Данную зависимость рассмотрите на примере необратимой реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.
В одну пробирку из бюретки налейте 1мл H2SO4 и 2 мл дистиллированной воды, в другую – 1мл Na2S2O3. Растворы в течение 5 – 7 минут выдержите в водяной бане, температура которой на 10 или 20 °С
52
выше комнатной. Затем растворы слейте и определите время появления
помутнения.
Результаты опыта запишите в таблицу 7.2. (данные для комнатной
температуры возьмите из табл. 7.1, пробирка номер 1)
Таблица 7.2
Зависимость скорости реакции от температуры
Температу- Время
Относительная
ра опыта, помутне- скорость реакции
1
ния, с
°С
ϑ = , с-1
τ
Увеличение скорости,
ϑt
2
ϑt
1
Эксперим.
Теорет.
ϑt 1 =
ϑt 2 =
Рассчитайте увеличение скорости реакции по экспериментальным
данным и по уравнению Ван-Гоффа (см. 7.2). Температурный коэффициент
равен 1,8. Сравните значение температурного коэффициента, рассчитанное
по результатам эксперимента, с теоретическим.
Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.
3. Влияние концентрации веществ на химическое
равновесие
На примере обратимой реакции, протекающей по уравнению
FeCl3 + 3KCNS
Fe(CNS)3 + 3KCl ,
рассмотрите влияние изменения концентраций реагирующих веществ
на смещение химического равновесия системы. Соль Fe(CNS)3 придает
раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении равновесной концентрации Fe(CNS)3, то-есть о
смещении равновесия в ту или иную сторону.
В пробирку, на 3/4 заполненной дистиллированной водой, внесите
по 3 капли растворов FeCl3 и KCNS. Содержимое разлейте поровну в 4
пробирки. В первую добавьте несколько капель раствора хлорида желе-
53
за, во вторую – роданида калия, в третью – кристаллического хлорида
калия, четвертую оставьте для сравнения.
Результаты наблюдений и выводы внесите в табл. 7.3.
Таблица 7.3
Смещение химического равновесия
Добавляемое Изменение интенсивности ок- Направление смещевещество
раски (ослабление, усиление)
ния равновесия
FeCl3
KCNS
KCl
4. Влияние температуры на химическое равновесие
Влияние температуры на химическое равновесие рассмотрите на
примере реакции
2NO2
N2O4,
∆Н= - 58,3кДж
красно-бурый
бесцветный
Опыт проводите в вытяжном шкафу! В большой пробирке с отводной
трубкой действием на медные стружки концентрированной азотной кислотой получите диоксид азота, которым заполните термостойкую колбочку на 25-30 мл. Закройте её плотно пробкой и опустите в стакан с
ледяной водой (холодную и горячую воду подготовьте заранее). Перенесите колбочку из стакана с холодной водой в стакан с горячей водой,
температура которой 70-80 °С. Наблюдайте за изменением окраски газа
при разных температурах.
В каком направлении происходит смещение равновесия данной
реакции при нагревании и охлаждении? Каков тепловой эффект прямой
и обратной реакции?
Выводы
1. Охарактеризуйте факторы, влияющие на скорость химических
процессов.
2. Объясните смещение химического равновесия при изменении
концентрации веществ и температуры на основе принципа Ле Шателье.
54
Работа 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ОПРЕДЕЛЕНИЕ
НАПРАВЛЕННОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
8.1. Цель работы
• Решить вопрос о возможности протекания и направленности
химической реакции при стандартных условиях.
• Усвоить основные положения химической кинетики.
•Изучить факторы, влияющие на скорость химической реакции.
•Рассмотреть влияние внешних условий на смещение химического равновесия.
8.2. Подготовка к работе
Усвойте следующие положения
Для любой системы при данных условиях ее существования всегда
имеется некоторый единый критерий, который определяет возможность, направление и предел самопроизвольного протекания процессов.
Если система не является изолированной, но характеризуется постоянным давлением и температурой, в качестве критерия возможности протекания процесса выступает изменение изобарно-изотермического потенциала (∆
∆Gреакц.), который определяется той частью внутренней энергии (U), которая не превращается в работу в данных условиях.
В соответствии со вторым законом термодинамики для самопроизвольно протекающих процессов ∆Gреакц. уменьшается. То есть
условием самопроизвольного течения процесса является неравенство
∆Gреакц< 0.
Так, для определения направления процесса в системе достаточно
рассчитать ∆Gреакц.
∆Gреакц. =Σ
Σ(ν ⋅∆Gобр.)кон.в-в - Σ( ν ⋅∆Gобр.)нач.в-в ,
(8.1)
где ∆Gобр. – потенциал образования соединения,
ν - стехиометрический коэффициент в реакции.
∆Gреакц. можно рассчитывать не только через потенциалы образования, но и через энтальпии образования (∆
∆Нобр.) и энтропии (S) соответствующих веществ. Расчет ведут по формулам:
55
∆Gреакц. = ∆Нреакц. - Т∆
∆S реакц. ,
где ∆Нреакц. = Σ ν ⋅(∆
∆Нобр.) кон. в-в - Σ ν ⋅ (∆
∆Нобр.) нач. в-в ,
∆Sреакц. = Σ ν ⋅S кон. в-в - Σ ν ⋅ S нач. в-в .
(8.2)
(8.3)
(8.4)
Потенциал образования, энтальпия образования, энтропия для
стандартных условий обозначается соответственно ∆G0298,
∆Н 0.298, S0298 и даются в справочных таблицах.
Если окажется, что в данных условия ∆Gреакц.< 0, то процесс идет
в прямом направлении, если же ∆Gреакц. >0, то в данных условиях возможен лишь обратный процесс, при ∆Gреакц. , равном нулю система находится в состоянии термодинамического равновесия.
Соотношение ∆Gреакц. = ∆Нреакц. - Т∆
∆S реакц. в условиях равновесия системы дает возможность (пренебрегая зависимостью ∆Н и S от
температуры) определить температуру, при которой можно осуществить процесс, не протекающий при стандартных условиях:
Т = ∆Нреакц. / ∆S реакц. , К .
(8.5)
Изменение энергии Гиббса (∆Gреакц. ) отвечает на вопрос о принципиальной возможности или невозможности протекания процесса в данных условиях, но ничего не сообщает о скорости, с которой идет реакция. Скорость реакции изучает химическая кинетика (см. работу 7).
Скорость зависит от концентрации (закон действия масс), от
температуры (правило Вант Гоффа), от давления, если взаимодействующие вещества находятся в газообразном состоянии.
Химические реакции могут быть обратимыми и необратимыми.
Обратимые реакции протекают как в прямом, так и в обратном направлениях. При равенстве скоростей прямой и обратной реакций наступает
состояние химического равновесия.
При изменении внешних условий (концентрации, температуры,
давления) изменяются скорости реакци и происходит смещение равновесия. Согласно принципу Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, воздействовать извне, то в системе происходят процессы, противодействующие данному изменению, то
есть ослабляющие его воздействие.
Повышение концентрации исходных веществ увеличивает скорость прямой реакции и равновесие смещается вправо, то есть увеличивается концентрация продуктов реакции при наступлении нового состояния равновесия.
56
При нагревании системы равновесие смещается в сторону процесса, идущего с поглощением тепла (эндотермического процесса), при охлаждении − в сторону экзотермического процесса (процесса, идущего с
выделением тепла).
Увеличение внешнего давления смещает равновесие в сторону образования меньшего числа моль газообразных веществ; уменьшение − в
сторону большего числа моль газообразных веществ.
Изучите следующие теоретические вопросы:
• сущность понятий: термодинамическая система, внутренняя
энергия, энтальпия, энтропия и изобарно-изотермический потенциал;
• самопроизвольные и несамопроизвольные процессы;
• термодинамические расчеты параметров;
• скорость химических реакций и факторы, влияющие на нее;
• необратимые и обратимые химические реакции. Химическое
равновесие;
• константы скорости и равновесия, их физический смысл;
• условия, определяющие смещение химического равновесия,
принцип Ле Шателье.
Выполните упражнения и решите задачи
Для реакции 4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) +6H2O(г) :
а) определите, в каком направлении самопроизвольно идет процесс при стандартных условиях, если
Вещества
∆Н0298 ,кДж/моль
S0298 ,Дж/моль ⋅К
NH3
-46,2
192,5
O2
0
205,0
N2
0
191,5
H2O
- 241,8
188,7
б) напишите кинетические уравнения прямой и обратной реакций;
в) рассчитайте, как изменится скорость реакции при увеличении
концентрации кислорода в 2 раза; при увеличении внешнего давления в
2 раза;
57
г) рассчитайте, на сколько градусов надо изменить температуру
(повысить, понизить), чтобы скорость реакции увеличилась в 32 раза?
Температурный коэффициент скорости равен двум;
д) определите, как надо изменить внешние условия (концентрацию, давление, температуру) чтобы увеличить выход продукта реакции.
Обоснуйте, почему.
2. Взаимодействует ли кремнезем с бором при комнатной температуре, если для реакции 3SiO2(т) + 4B(т) = 3 Si(т) + 2B2O3(т)
∆Gреакц. >0 ? При какой температуре, если пренебречь зависимостью
∆Н и S от температуры и зная, что ∆Нреакц. =50996 Дж и
∆ S реакц. =15,5 Дж/К, данная реакция осуществима.
Литература: [1. гл. 5. §§ 5,1 – 5,5; гл. 7. §§ 7,1 – 7,3];
[2. гл. 6 §§ 54 – 61, 63, 64, 66 – 68.].
8.3.Рабочее задание
1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Докажите возможность протекания процесса
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 + S↓
↓
при стандартной температуре, то есть температуре, близкой к комнатной.
Согласно теории электролитической диссоциации вышенаписанное уравнение может быть представлено в полном и кратком молекулярно − ионном виде соответственно следующим образом:
2 Na+ +S2O32- + 2 H++SO4 2- = 2 Na+ +SO42-+H+ +НSO3- + S↓
↓
2+
S2O3 + H = НSO3 + S↓
↓
Рассчитайте ∆Gреакц. , воспользовавшись формулой (8.2), и сделайте вывод о возможности протекания процесса. Термодинамические характеристики, необходимые для расчета, приведены ниже (табл. 8.1)
58
Таблица 8.1
Термодинамические параметры
Вещество
∆Н0298 ,кДж/моль
S0298 ,Дж/моль ⋅К
-389
94
S2O32-628
132
НSO3
+
H
0
0
S
0
32
Убедившись в возможности протекания процесса взаимодействия
тиосульфата натрия с серной кислотой, изучите влияние концентрации
тиосульфата (Na2S2O3) на скорость химической реакции.
Признаком протекания реакции является помутнение раствора
вследствие выделения серы.
В штативе закреплены три бюретки, в которых налиты: в одну
раствор Na2S2O3, в другую раствор H2SO4 , в третью дистиллированная
вода. Приведите бюретки в рабочее состояние.
Опыты проводятся в соответствии с табл. 8.2.
Таблица 8.2
Зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия
Номер
опыта
1
2
3
Объем, мл
H2SO4
H2О
Na2S2O3
1
1
1
2
1
-
1
2
3
Время помутнения
τ, с
Относительная
скорость
реакции
υ =1/ τ, с-1
Для первого опыта возьмите две пробирки: в одну налейте 1 мл
раствора Na2S2O3 и 2 мл H2О, в другую −1 мл H2SO4. Смешайте содержимое двух пробирок. Отметьте время начала помутнения раствора.
Аналогично проделайте опыты 2 и 3.
Рассчитайте относительную скорость для каждого опыта и результаты внесите в табл. 8.2. Постройте график зависимости относительной скорости реакции от объема (концентрации) Na2S2O3, отложив
υ на оси ординат, а объем (концентрацию) Na2S2O3 - на оси абсцисс.
Напишите кинетическое уравнение для изученной реакции.
59
Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
2. Зависимость скорости реакции от температуры
Данную зависимость рассмотрите на примере той же практически
необратимой реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.
Возьмите две пробирки: в одну налейте из бюретки 1 мл раствора
Na2S2O3 и 2 мл H2О, в другую − 1 мл H2SO4. Растворы в течение 3-5
минут выдержите в водяной бане, температура которой на 200 выше
комнатной. Затем растворы двух пробирок смешайте и определите время появления помутнения. Данные для комнатной температуры возьмите из опыта 1 , табл. 8.2.
Результаты опытов запишите в таблицу 8.3.
Таблица 8.3
Зависимость скорости реакции от температуры
Температура
опыта, 0С
Время помутнения,
τ, с
Относительная
скорость
υ=1/τ , с-1
Температурный
коэффициент
эксперимен- Теоретичетальный
ский
1
2
По экспериментальным данным рассчитайте увеличение скорости
реакции, а затем температурный коэффициент по уравнению:
υ t2 / υ t1 = γ (∆t / 10),
где γ - температурный коэффициент,
∆t = t2 –t1 − изменение температуры.
Сравните полученное значение температурного коэффициента с
теоретическим значением, равным 1,8. Рассчитайте относительную
ошибку опыта:
δ = [(γ теор. - γ эксп. ) / γ теор. ]⋅⋅100% .
Cделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.
60
3. Определение состояния термодинамического равновесия в системе и направленности химического процесса
В определенных условиях возможна реакция превращения краснобурого диоксида азота в бесцветный димер по реакции
2NO2
красно-бурый
N2O4
бесцветный
Таблица 8.4
Вещество
NO2
N2O4
∆Н0298 кДж/моль
33,9
9,4
S0298 Дж/моль ⋅К
240
304
Пользуясь значениями термодинамических характеристик, рассчитайте:
1) тепловой эффект реакции - ∆Н0298 реакции, определите термохимический тип реакции и сделайте вывод о том, что происходит с теплом при образовании N2O4;
2) изменение энтропии реакции − ∆S0298 реакции;
3) изменение энергии Гиббса, то есть ∆G0298 реакции;
4) температуру, при которой в системе наступит состояние термодинамического равновесия, помня, что кинетическим условием состояния равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакций, а термодинамическим − равенство нулю ∆G298 реакции:
∆Н0298,реакц. − Т·∆
∆S0298,реакц.=0; Т=∆
∆Н0298,реакц. /∆
∆S0298,реакц. К.
Переведите температуру в 0С;
5) при какой температуре химический процесс пойдет в обратном
направлении?
6. Охарактеризуйте направленность процесса при температурах
25 0С и 80 0С, рассчитав соответствующие значения ∆G реакции при указанных температурах.
Подсчитайте константу равновесия Кр при температурах 250С и
800С, воспользовавшись соотношением, которое устанавливает связь
61
между изменением энергии Гиббса (∆G реакции) и константой равновесия Кр:
∆G реакции = −RTln Кр.
По величине Кр определите, какая из реакций (прямая или обратная)
идет с большей скоростью при указанных температурах.
Полученные данные внесите в табл. 8.5
Таблица 8.5
Влияние температуры на направленность процесса
∆Н0реакц. ∆Gреакции
Т
0
С
К
Константа
равновесия, Кр
Направленность
процесса
25
59
80
Как будет влиять увеличение и уменьшение температуры на увеличение выхода NO2 и N2O4?
4. Влияние температуры на смещение химического равновесия
Получите диоксид азота по методике, описанной ниже. В большую пробирку с отводной трубкой насыпьте немного медной стружки и
налейте 1 – 1,5 мл концентрированной азотной кислоты. Соберите диоксид азота (NO2) в термостойкую колбочку на 25 – 50 мл, закройте ее
плотно пробкой.
По изменению окраски в колбочке будем судить о смещении равновесия: вправо (бледнеет окраска) – увеличение равновесной концентрации продукта реакции (N2O4), влево (темнеет окраска) – увеличение
равновесной концентрации исходного вещества (NO2).
Реакция превращения одного газа в другой подчиняется уравнению:
62
2 NO2
красно-бурый
N2O4
бесцветный
Опустите колбочку, содержащую газообразную систему, в стакан с
горячей водой (75-80 0С), наблюдайте за изменением окраски. Отметьте
наступление в системе состояния равновесия. Что свидетельствует об
этом?
Перенесите колбочку в заранее подготовленный стакан с ледяной
водой. Отметьте наблюдаемый эффект и наступление состояния равновесия при этой температуре.
Равновесная концентрация какого из газов увеличивается при высокой, при низкой температурах?
Повторите нагревание и охлаждение системы (содержащейся в закрытой колбочке) несколько раз.
Является ли процесс обратимым?
Следует ли система за изменяющимися условиями?
Являются ли равновесия при t =0 0С и t =80 0С истинными (химическими)?
Сделайте вывод о том, как надо изменить температуру, чтобы сместить равновесие вправо (больше получить N2O4), влево?
Рассмотрим влияние температуры на смещение равновесия также
на примере реакции взаимодействия йода с крахмалом, продуктом которого является йодид крахмальный комплекс, имеющий синюю окраску. Схематически представим реакцию следующим образом:
(С6Н10О5)n + mI2
крахмал
йод
n С6Н10О5 · m I2
комплекс синего цвета
По изменению окраски раствора можно судить о смещении равновесия: вправо (синяя окраска), когда происходит увеличение равновесной концентрации продуктов реакции или влево (окраска практически
обесцвечивается) − происходит возрастание равновесной концентрации
исходных веществ.
Возьмите пробирку, налейте в нее 1-2 мл раствора йода, добавьте 1
мл воды и капните 2-3 капли крахмала. Обратите внимание, что растворы йода и крахмала практически бесцветны, а продукт реакции имеет
синюю окраску.
63
Какой фактор свидетельствует о том, что в системе установилось
состояние равновесия?
Нагрейте пробирку с раствором - раствор обесцвечивается; охладите, опустив пробирку в стакан с водой, − раствор вновь становится
синим.
Сделайте вывод и обоснуйте:
• каким является рассмотренный процесс (обратимым или необратимым)?
• какой из процессов (прямой или обратный) сопровождается поглощением, выделением тепла? Как называются соответствующие процессы?
• как надо изменить температуру, чтобы сместить равновесие
вправо, влево?
• является ли данное равновесие истинным (химическим)? Какими
признаками оно характеризуется?
5. Влияние концентрации веществ на химическое равновесие
На примере реакции, протекающей по уравнению
FeCl3 +3 KCNS
Fe(CNS)3 +3KCl ,
рассмотрите влияние на смещение химического равновесия в системе
концентраций реагирующих веществ. Соль Fe(CNS)3 придает раствору
красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить
о равновесной концентрации Fe(CNS)3 , то есть о смещении равновесия
в ту или иную сторону.
В пробирку, на 3/4 заполненную дистиллированной водой, внесите
по 3-4 капли растворов FeCl3 и KCNS и перемешайте. Содержимое разлейте поровну в 4 пробирки. В первую пробирку добавьте несколько
капель раствора хлорида железа, во вторую − роданида калия (KCNS), в
третью − хлорида калия, четвертую оставьте для сравнения.
Результаты наблюдений внесите в табл. 8.6.
64
Таблица 8.6
Смещение химического равновесия при изменении концентрации веществ
Добавляемое
вещество
Изменение интенсив- Направление смещения
ности окраски (ослаб(вправо, влево)
ление, усиление)
FeCl3
KCNS
KCl
• Какой является данная реакция, обратимой или необратимой?
• Как влияет изменение концентрации веществ на смещение химического равновесия.
6. Влияние давление на химическое равновесие
(разобрать теоретически)
Рассмотрите на примере реакции:
2 NO2
N2O4
влияние изменения внешнего давления на выход продукта реакции.
Увеличение давления будет способствовать увеличению скорости
прямой реакции и, следовательно, увеличению выхода продукта реакции.
Подтвердите это расчетами по увеличению скорости прямой и обратной реакций, воспользовавшись кинетическими уравнениями прямой и обратной реакций.
Выводы
1. Укажите параметры, определяющие тепловой эффект реакции,
направленность самопроизвольных процессов. Охарактеризуйте их.
2. Охарактеризуйте факторы, влияющие на скорость химических
процессов.
65
3. Объясните смещение химического равновесия при изменении
концентрации веществ, температуры, давления на основе принципа Ле
Шателье.
КОНТРОЛЬНО-ОБУЧАЮЩИЕ ЗАДАНИЯ
Задание 1.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ВОЗМОЖНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ
ПРОЦЕССА
Докажите возможность самопроизвольного протекания процесса
взаимодействия тиосульфата натрия (Na2S2O3) c серной кислотой в
стандартных условиях
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 + S↓;
2Na + S2O32– + 2H+ + SO42– = 2Na+ + SO42– + H+ + HSO3– + S↓;
S2O32– + H+ = HSO3– + S↓.
+
Выберите верное утверждение о направлении самопроизвольного протекания химической реакции в изобарно-изотермических условиях.
1. Самопроизвольно процесс протекает в направлении увеличения энергии Гиббса.
2. Самопроизвольно процесс протекает в направлении уменьшения энергии Гиббса.
В случае верного выбора программа даёт разрешение на дальнейшие действия. Если выбор сделан неправильно, то исправьте ошибку.
Выберите формулу для расчёта энергии Гиббса химической реакции в стандартных условиях:
1. ∆Gреакции = ∆Н реакции
Т · ∆S реакции.
+
2. ∆G0 реакции = ∆Н0 реакции – Т· ∆S0 реакции.
3. ∆G реакции = ∆Н реакции
–
Т· ∆S реакции .
66
Выберите формулу для расчёта изменения энтальпии в стандартных условиях:
1. ∆Н0 реакции = Σ ν ·∆Н0прод.реакции – Σ ν ·∆Н0 исходн.вещ.
2. ∆Н0 реакции = Σ ν ·∆Н0 исходн.вещ. – Σ ν ·∆Н0прод. реакции
3. ∆Н0 реакции = Σ ν ·∆Н0прод. реакции + Σ ν ·∆Н0 исходн.вещ.
Выберите формулу для расчёта изменения энтропии в стандартных условиях:
1. ∆S реакции = Σ ν ·Sпрод. реакции
+
Σ ν ·S исходн.вещ.
2. ∆S0 реакции = Σ ν ·S0исходн.вещ. – Σ ν ·S0прод. реакции.
3. ∆S0 реакции = Σ ν ·S0 прод.реакц. – Σ ν ·S0 исходн.вещ.
Для химической реакции S2O32– + H+ = HSO3– + S↓ укажите исходные вещества и продукты реакции:
1) исходные: S2O32– + H+; продукты HSO3– + S;
2) исходные: HSO3– + S ; продукты S2O32– + H+.
Укажите формулы, по которым следует делать расчёты изменения
энтальпии и энтропии в стандартных условиях для взаимодействия серной кислоты с тиосульфатом натрия:
1. ∆Н0 реакции = [ 1 моль ·
[ 1 моль ·
∆S0 реакции = [ 1 моль ·
[ 1 моль ·
0
2. ∆Н реакции = [ 1 моль ·
[ 1 моль ·
∆S0 реакции = [ 1 моль ·
[ 1 моль ·
∆Н0 (S2O32 – ) + 1 моль · ∆Н0 (H+) ] –
∆Н0 (HSO3 – ) + 1 моль · ∆Н0 (S) ];
S0 (S2O32 – ) + 1 моль · S0 (H+) ] –
S0 (HSO3 – ) + 1 моль · S0 (S) ].
∆Н0 (HSO3 – ) + 1 моль · ∆Н0 (S) ] –
∆Н0 (S2O32 – ) + 1 моль · ∆Н0 (H+) ];
S0 (HSO3 – ) + 1 моль · S0 (S) ] –
S0 (S2O32 – ) + 1 моль · S0 (H+) ].
67
Рассчитайте значения ∆Н0
данными из табл. 8.7.
реакции
и ∆S0
реакции,
воспользовавшись
Таблица 8.7
Стандартные значения энтальпии и энтропии
Вещество
S 2O32 –
Н+
HSO3 –
S
∆Н0298, кДж/моль
– 389
0
–628
0
S0, Дж/моль·К
94
0
132
32
∆Н0 реакции = [ 1 моль ……кДж/моль + 1 моль …….кДж/моль ] –
– [ 1 моль ……кДж/моль + 1 моль …….кДж/моль ];
∆S0 реакции = [ 1 моль ……Дж/моль·К + 1 моль ……Дж/моль·К ] –
– [ 1 моль ……Дж/моль·К + 1 моль ……Дж/моль ·К].
Проверьте правильность введённых значений и дайте команду
компьютеру для расчёта.
Сделайте вывод о направлении самопроизвольного протекания
реакции:
1) самопроизвольно реакция протекает в прямом направлении;
2) самопроизвольно реакция протекает в обратном направлении.
Задание 2. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА НАПРАВЛЕНИЕ
САМОПРОИЗВОЛЬНОГО ПРОТЕКАНИЯ
ПРОЦЕССА
Определение направления самопроизвольного протекания
процесса в стандартных условиях
Для процесса превращения мономера оксида азота (IV) в его димер
2 NO2 (газ)
красно-бурый
N2O4 (газ),
бесцветный
пользуясь стандартными значениями энтальпии и энтропии, рассчитайте:
• тепловой эффект химической реакции;
• изменение энтропии;
68
• изменение энергии Гиббса
в стандартных условиях, выбрав соответствующие формулы и введя
значения термодинамических величин из табл. 8.8.
Таблица 8.8
Стандартные значения энтальпии и энтропии
Вещество
NO2
N2O4
0
∆Н
298,
кДж/моль
S0, Дж/моль·К
33,9
9,4
240
304
Тепловой эффект химической реакции:
1) ∆ Н0 реакции = 1моль · ∆ Н0 (N2O4) – 1моль · ∆ Н0 (NO2) ;
2) ∆ Н0 реакции = 1моль· ∆ Н0 (N2O4) – 2моль · ∆ Н0 (NO2) .
Определите тип термохимической реакции и сделайте вывод о
том, что происходит с теплотой при образовании NO2:
1) реакция экзотермическая, теплота выделяется;
2) реакция эндотермическая, теплота поглощается.
Изменение энтропии химического процесса:
1) ∆ S0 реакции = 1моль · S0 (N2O4) + 2моль · S0 (NO2) ;
2) ∆ S0 реакции = 1моль · S0 (N2O4) – 2моль · S0 (NO2) .
Определите причину и характер изменения энтропии:
1) энтропия системы возрастает, так как увеличивается число моль газообразных веществ;
2) энтропия системы уменьшается, так как уменьшается число моль
газообразных веществ.
Энергия Гиббса химической реакции в стандартных условиях:
1) ∆ G0 реакции = ∆ Н0 реакции – ∆ S0 реакции;
2) ∆ G0 реакции = ∆ Н0 реакции – Т· ∆ S0 реакции .
69
Определите направление самопроизвольного протекания химической реакции в стандартных условиях:
1) в стандартных условиях реакция самопроизвольно протекает в
прямом направлении, так как ∆ G0 реакции < 0;
2) в стандартных условиях реакция самопроизвольно протекает в
обратном направлении, так как ∆ G0 реакции < 0.
Определение направления самопроизвольного протекания
процесса
Кинетическим условием наступления состояния химического
равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакций;
термодинамическим - равенство нулю ∆ G реакции
∆ G реакции = 0, то есть
∆ Н реакции – Т·∆ S реакции = 0.
Воспользовавшись полученными выше значениями ∆ Н0 хим. процесса и
∆ S0 хим. процесса , рассчитайте температуру, при которой в системе наступит состояние термодинамического равновесия:
Т= ∆ Н0 реакции /∆ S0 реакции .
Рассчитайте значение ∆ G0 реакции при температуре 80 0С, приняв,
что ∆ Н реакции и ∆ S реакции имеют те же значения, что в стандартных
условиях ( то есть пренебрегая зависимостью ∆Н и S от температуры):
∆ G реакции = ∆ Н реакции – Т· ∆ S реакции.
Получив значение изменения энергии Гиббса, определите направление самопроизвольного протекания реакции при 80 0С
(353 К):
1) при 353 К реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении, так как ∆ G реакции > 0;
2) при 353 К реакция самопроизвольно протекает в обратном направлении, так как ∆ G реакции > 0.
70
Сравнив значения ∆ G реакции при температуре 250С и 800С, проанализируйте, как изменяется направление самопроизвольного протекания процесса при изменении температуры.
Расчёт значений констант равновесия
Значения ∆ G реакции при температурах 25 0С (298 К) и 80 0С (353
К), полученные ранее, подставьте в формулу
∆ G реакции = – ν ·R·Т· ln Кp реакции,
где
ν – количество вещества, моль;
R – универсальная газовая постоянная,
равная 8,31 ·10-3 кДж/моль·К;
Т – температура, К;
Кp – константа химического равновесия.
Полученные результаты расчёта внесите в табл. 8.9.
Таблица 8.9
Термодинамические характеристики процесса
2 NO2 (газ)
N2O4 (газ),
красно-бурый
бесцветный
Температура
К
0
С
298
25
332
59
353
80
∆Н0 ре-
∆S0 ре-
∆G реак-
акции ,
кДж
акции ,
Дж/К
ции ,
кДж
Кр
Направленность
процесса
Выберите выражение для константы равновесия:
[NO2]
[N2O4]
[N2O4]
2) Kp = ——— ; 3) Kp = ——— .
1) Kp = ——— ;
[N2O4]
[NO2]2
[NO2]
На основании численного значения Кр определите, какого вещества: N2O4 или NO2 , будет больше в системе при указанных темпера-
71
турах соответственно, когда интенсивность окраски будет больше, а когда меньше. Результат внесите в таблицу, а затем сравните с результатами эксперимента.
Работа 9. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ
И ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
9.1. Цель работы
• Установить связь между положением элементов в периодической
системе, их электронным строением и свойствами.
• Выяснить характер и причины периодического изменения
свойств элементов и их соединений.
• Ознакомиться с основными типами химической связи.
9.2. Подготовка к работе
Усвойте следующие положения
Согласно периодическому закону Д.И. Менделеева свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов.
Заряд ядра равен порядковому номеру элемента и определяет число
электронов в атоме и, следовательно, строение его электронной оболочки.
Двойственная корпускулярно-волновая природа электрона предопределяет вероятностный подход к его описанию. Пространство вокруг
ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называют
электронным облаком, или атомной орбиталью (АО). С квантовомеханической точки зрения, атомная орбиталь - это волновая функция
ψ, являющаяся решением уравнения Шредингера. Решение уравнения
Шредингера для состояния электрона в атоме, то есть математическое
описание орбитали, возможно при определенных значениях квантовых
чисел.
Главное квантовое число n определяет основной запас энергии
электрона и размер АО (n = 1, 2, 3 …, ∞). Орбитали с одинаковым n со-
72
ставляют в атоме определенный энергетический уровень. Номер уровня совпадает со значением главного квантового числа.
Орбитальное квантовое число l определяет тип и форму АО, во
многоэлектронных атомах вносит вклад в энергию электрона (l = 0,
…, n-1). Каждому n соответствует определенное число значений l, то
есть энергетический уровень представляет собой совокупность энергетических подуровней, несколько отличающихся по энергии.
Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию АО в
пространстве и определяет число АО на подуровне (ml = -l, …, 0, …, +l).
Таким образом, атомная орбиталь – это состояние электрона в
атоме, характеризующееся определенными значениями квантовых чисел n, l, ml, то есть определенными размерами, формой и ориентацией
в пространстве электронного облака.
Спиновое квантовое число ms характеризует собственный механический момент электрона, связанный с вращением его вокруг собственной оси (ms = ± ½).
Электронное строение атома может быть представлено в виде
электронных формул или энергетических ячеек. Для составления электронной конфигурации атома учитывают: принцип минимальной энергии, правило Клечковского, принцип (запрет) Паули, правило Гунда.
Электронное строение определяет положение элемента в периодической системе. Номер периода совпадает с максимальным значением
главного квантового числа n. Номер группы равен числу валентных
электронов (валентными являются внешние электроны для s- и pэлементов, а также электроны s-подуровня внешнего и d-подуровня
предвнешнего уровня для d-элементов), причем подгруппа будет главной, если это s- или p-элемент, и побочной, если это d-элемент. В одной
подгруппе расположены элементы-аналоги, они имеют одинаковое
строение внешних электронных оболочек атомов при различных значениях главного квантового числа n и поэтому проявляют сходные химические свойства. Элементы главных и побочных подгрупп отличаются своими химическими свойствами. Их объединяет только номер группы, который указывает на число электронов, которые могут принимать
участие в образовании химических связей.
С ростом заряда ядра периодически меняется электронная конфигурация атомов, поэтому периодически меняются различные характеристики атомов, например, размеры атомов, энергия ионизации, сродство
73
к электрону, электроотрицательность, валентность, степень окисления и
другие, определяющие окислительно-восстановительную способность и
кислотно-основную характеристику.
Энергия ионизации Еион - это минимальная энергия, необходимая
для отрыва электрона от невозбужденного атома. Энергия ионизации
обычно уменьшается с увеличением расстояния от ядра до внешнего
электронного подуровня. Поэтому в периодах по мере увеличения заряда ядра и уменьшения радиуса атома, то есть слева направо, Еион чаще
всего несколько возрастает, а в подгруппах с увеличением радиусов
атомов, то есть сверху вниз, убывает.
Сродством атома к электрону Еср называется энергетический
эффект присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион. Сродство к электрону зависит от электронной конфигурации. Его не проявляют атомы с конфигурацией s2,
s2p6 или с наполовину заполненным р-подуровнем s2p3 (N, P, As). В целом, Еср возрастает в периодах от металлов к неметаллам, то есть слева
направо и снизу вверх в подгруппах.
Электроотрицательность ЭО - условная величина, характеризующая способность атомов в химическом соединении притягивать к
себе электроны. Эта способность зависит от энергии ионизации Еион и
сродства к электрону Еср. По относительной шкале электроотрицательностей Полинга наиболее электроотрицательным среди элементов,
способных образовывать химические соединения, является фтор, а наименее электроотрицательным - франций. Как правило, в периоде с увеличением порядкового номера элемента ЭО возрастает, а в группе убывает.
Химическая связь - это сила, которая связывает отдельные атомы
в соединения. Химическую связь можно определить как взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков и
сопровождающееся уменьшением полной энергии системы. В зависимости от распределения электронной плотности различают ковалентную, ионную и металлическую связь.
Ковалентная связь - это химическая связь, образованная путем
обобществления пары электронов двумя атомами.
Согласно методу валентных связей ковалентная связь образуется
двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами,
то есть она локализована между двумя атомами. Связь располагается в
74
том направлении, в котором возможность перекрывания электронных
облаков наибольшая. Ковалентная связь является тем более прочной,
чем более полно перекрываются электронные облака. Полярность связи
(полярная и неполярная) определяется разностью электроотрицательностей атомов. Чем выше электроотрицательность одного из атомов,
тем более вероятно смещение общей электронной пары в сторону ядра
этого атома.
Ионная связь возникает за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Такая связь возникает в случае
большой разности электроотрицательностей атомов, например, между
катионами металлов I и II групп главных подгрупп и анионами неметаллов VII группы главной подгруппы.
Металлическая связь возникает между положительно заряженными ионами металлов, упакованными в кристаллическую решетку, и
делокализованными валентными электронами.
Резкой границы между различными типами связи нет.
Усвойте следующие теоретические вопросы:
• основные положения квантовой механики: двойственная природа
микрочастиц, принцип неопределенности, волновая функция ψ, атомная
орбиталь;
• квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое; их
физический смысл и связь между ними;
• электронные конфигурации элементов: принцип минимальной
энергии, правило Клечковского, принцип Паули, правило Гунда; электронные формулы, энергетические ячейки;
• периодический закон Д.И. Менделеева, структура периодической
системы и ее связь со строением атомов;
• изменение свойств элементов в периодах и подгруппах, энергия
ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность;
• основные типы химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая; межмолекулярные взаимодействия;
• квантово-механические представления о ковалентной связи: метод валентных связей (обменный и донорно-акцепторный механизмы),
валентность по обменному механизму метода валентных связей;
75
• характеристики связи: энергия, длина, направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость.
Выполните упражнения и решите задачи
1. Какие орбитали называются эквивалентными или вырожденными, сколько может быть эквивалентных p-, d-, f-орбиталей? Почему?
Объясните с использованием квантовых чисел.
2. Каково максимально возможное число электронов на 3s-, 4d-,
2p-подуровнях? Ответ обоснуйте.
3. Какие орбитали будут заполняться первыми - 4s или 3d? При
объяснении используйте правило Клечковского.
4. Составьте электронные конфигурации атомов Са и Fe. Определите валентность этих элементов в основном и возбужденном состояниях. По электронному строению определите положение этих элементов в
периодической системе.
5. Изобразите распределение электронов по энергетическим ячейкам в атомах кислорода, серы и марганца. Определите положение данных элементов в периодической системе. Что их объединяет? Поясните,
почему валентность кислорода не соответствует номеру группы.
6. Как изменяются свойства элементов от Mg к Cl, от Mg к Ba?
Почему?
7. Укажите, какая энергия ионизации Еион (419 кДж/моль, 496
кДж/моль, 520 кДж/моль) конкретно принадлежит литию, а какая натрию и калию. У какого из этих элементов металлические свойства выражены наиболее ярко?
8. Сродство атома к электрону Еср для кислорода и серы имеет
следующие значения -141,0 кДж/моль и -200,4 кДж/моль соответственно (отрицательное значение Еср означает экзотермический процесс выделение энергии при присоединении электрона). Какой из указанных
элементов обладает наибольшей окислительной способностью?
9. Определите тип химической связи в следующих соединениях:
N2, KI, HBr, NH4OH.
10. В какой молекуле, CaO или MgO, CO или NO химическая
связь более полярна? Почему?
Литература: [1 - §§1.1-1.5, 2.1-2.3, 3.1-3.2],
[2 - §§ 25-34, 38-42, 46, 47]
76
9.3. Рабочее задание
1. Химические свойства элементов третьего периода
периодической системы и их оксидов
Взаимодействие элементов с водой
Заполните стакан на 100 мл и четыре пробирки до половины объема водой, добавьте в стакан и первые две пробирки 2-3 капли индикатора фенолфталеина, а в две остальные по 2-3 капли индикатора метилоранжа. В стакан опустите небольшой кусочек натрия, предварительно
осушенный от керосина фильтровальной бумагой, а в четыре пробирки
внесите соответственно немного магниевой стружки, гранулу алюминия, кусочек кремния и на кончике шпателя серы. Отметьте цвет индикатора в каждом случае. Пробирки с алюминием, кремнием, серой нагрейте до кипения. На основании изменения окраски индикатора сделайте вывод о том, какие из предложенных элементов взаимодействуют
с водой. Дайте сравнительную характеристику их активности. Напишите соответствующие уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель.
Взаимодействие оксидов с водой
Две пробирки и стеклянный цилиндр наполните до половины
объема водой. В пробирки добавьте по 2-3 капли индикатора фенолфталеина, а в цилиндр - такое же количество метилоранжа. В одну пробирку внесите оксид магния, а в другую - оксид алюминия. Отметьте цвет
индикатора в каждой пробирке. В цилиндр (в вытяжном шкафу), не касаясь воды и стенок, опустите металлический держатель с нагретой до
воспламенения серой. После окончания горения серы содержимое цилиндра перемешайте. Изменилась ли окраска раствора? Напишите
уравнения реакций взаимодействия магния, алюминия и серы с водой.
Укажите характер исследуемых оксидов. На основании полученных
экспериментальных данных сделайте вывод об изменении окислительно-восстановительных свойств элементов III периода и кислотноосновных свойствах их оксидов. Напишите электронные формулы маг-
77
ния, алюминия и серы и объясните наблюдаемое изменение свойств изменением строения и радиуса атомов.
2. Сравнение химической активности брома и йода
В пробирку налейте 2-3 мл иодида калия, добавьте около 0,5 мл
органического растворителя. Пробирку встряхните. Отметьте цвет органического слоя.
Добавьте к содержимому пробирки примерно 0,5 мл бромной воды (Br2), встряхните пробирку, дайте отстояться. Изменился ли цвет органического слоя? Напишите уравнение реакции вытеснения бромом
йода из иодида калия. Что в данном случае является окислителем? Соответствует ли это положению йода и брома в периодической системе?
На основании полученных экспериментальных данных сделайте
вывод об окислительно-восстановительных свойствах элементов VII
группы. Объясните наблюдаемое изменение свойств, опираясь на электронное строение йода и брома.
3. Механизм образования ковалентной связи
Перемешайте небольшое количество извести Са(ОН)2 и хлорида
аммония NH4Cl. Пересыпьте смесь в сухую пробирку и осторожно нагрейте. По запаху установите выделение аммиака. Затем смочите стеклянную палочку концентрированной серной кислотой и поднесите ее к
отверстию пробирки. Наблюдайте образование белого налета соли.
Напишите уравнения реакций:
а) получения аммиака из извести и хлорида аммония;
б) получения хлорида аммония из аммиака и хлороводорода.
Укажите тип химической связи и механизм ее образования в молекулах NH3, HCl и NH4Cl.
4. Прочность σ- и π-связей
В две пробирки налейте розовый раствор KMnО4, в одну из них
добавьте октан С8Н18 (насыщенный углеводород, все атомы углерода в
молекуле связаны между собой одинарной σ-связью), а в другую- стирол С6Н5СН=СН2 (ненасыщенный углеводород, молекула которого со-
78
держит двойную связь: одну - σ и одну - π). Встряхните содержимое
обеих пробирок.
Сделайте вывод о прочности σ- и π-связей.
5. Свойства ионной и ковалентной связей
Налейте в две пробирки до половины их объема дистиллированной воды, в одну внесите кристаллы хлорида калия КСl, а в другую 2-3
капли хлористого бутила С4Н9Сl. Содержимое пробирок сильно встряхните до полного растворения КСl и перемешивания хлористого бутила.
Добавьте в каждую из них 1-2 капли раствора нитрата серебра. В обеих
ли пробирках идет реакция взаимодействия хлоридиона с ионом серебра? Оцените влияние полярности связи на способность вещества к диссоциации.
Выводы
1. Основываясь на электронном строении атомов, сделайте заключение о характере изменения свойств элементов и их соединений в периодах и группах периодической системы.
2. В чем причина периодического изменения свойств элементов?
Темы рефератов
1. Основные положения квантовой механики:
а) экспериментальные факты, подтверждающие сложность строения атома;
б) достоинства и недостатки теории Н. Бора;
в) двойственность природы микрочастиц;
г) волновая функция и уравнение Э. Шредингера.
2. Открытие и утверждение периодического закона Д.И. Менделеева:
а) попытки классификации элементов до Д.И. Менделеева;
б) открытие периодического закона;
в) испытания и триумф периодического закона.
3. Квантово-механическая трактовка химической связи:
а) метод валентных связей;
79
б) метод молекулярных орбиталей.
4. Основные типы химической связи и строение твердых тел и
жидкостей:
а) ковалентные (атомные) кристаллы;
б) твердые тела с ионной решеткой;
в) строение металлов;
г) молекулярные кристаллы;
д) водородная связь.
Литература для подготовки рефератов
1. Карапетьянц М.Х. Строение вещества. - М.: Высш. школа, 1987.
- С. 17-29, 42-46.
2. Овчинников К.В., Щукарев С.А. Электрон в атоме. - Л.: Химия,
1972. - С. 7-32.
3. Зайцев О.С. Общая химия: Направление и скорость химических
процессов. Строение вещества. - М.: Высш. школа, 1983. - С. 147-149,
153-165.
4. Астахов К.В. Современное состояние периодической системы
Д.И. Менделеева. - М.: Знание, 1969. - С. 13-25.
5. Семишин В.И. Периодическая система химических элементов
Д.И. Менделеева. - М.: Химия, 1972. - С. 13-40.
6. Овчинников К.В. От атома к молекуле. - Л.: Химия, 1979. - С.
26-29.
7. Дикерсон Р. Основные законы химии. - М.: Мир, 1982. - С. 600621.
8. Дей М. Клайд, Селбин Джоел. Теоретическая неорганическая
химия. - М.: Химия, 1971. - 200 с.
Работа 10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
11.
Цель работы
• Изучить
отличительные
особенности
окислительновосстановительных процессов.
• Научиться рассчитывать коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций.
80
• Выяснить влияние
восстановительных реакций.
среды
на
течение
окислительно-
10.2.Подготовка к работе
Усвойте следующие положения
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов,
входящих
в
состав
реагентов,
называют
окислительновосстановительными.
Степень окисления (С.О.) - это формальный заряд атома в соединении, вычисляемый исходя из предположения, что соединение состоит
из ионов, то есть валентные электроны полностью переходят к атомам
с большей электроотрицательностью.
Сумма степеней окисления атомов в соединении равна нулю, а в
сложном ионе - заряду иона (SO42-). Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю (H20). У большинства элементов высшая
положительная степень окисления, как правило, численно равна номеру
группы в периодической системе (исключение составляют металлы
подгруппы железа, металлы I В- группы, а также кислород и фтор). У
элементов IVA - VIIA групп низшая отрицательная степень окисления
численно равна разности (№ группы минус 8). В соединениях обычно
степень окисления фтора равна -1, кислорода -2, водорода +1.
Степень окисления в окислительно-восстановительных процессах
может изменяться в результате перехода электронов от одного участника процесса к другому.
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются
восстановителями, а сам процесс отдачи электронов - окислением.
Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, а сам процесс присоединения электронов - восстановлением.
Окисление и восстановление представляют единый процесс, поэтому окислитель в ходе реакции восстанавливается, а восстановитель
окисляется.
Вещества, содержащие атомы в максимальной степени окисления,
могут быть только окислителями (HN+5O3, K2Cr2+6O7, KMn+7O4), а веще-
81
ства, содержащие атомы в минимальной степени окисления, могут быть
только восстановителями (H2S-2, N-3H3).
Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления могут быть как восстановителями, так и окислителями.
Различают три типа окислительно-восстановительных реакций межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
1) записывают формулы исходных веществ и продуктов реакции;
2) определяют степень окисления каждого атома;
3) составляют схемы, отражающие процесс передачи электронов,
устанавливают число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем;
4) определяют коэффициенты у восстановителя и окислителя по
правилу нахождения наименьшего общего кратного;
5) уравнивают количества всех остальных атомов в следующем
порядке: а) количество атомов металла, не изменивших степень окисления, б) ионы кислотных остатков, не изменивших степень окисления, в)
количество ионов водорода;
6) проверку правильности расстановки коэффициентов осуществляют подсчетом общего количества атомов кислорода слева и справа.
Изучите следующие теоретические вопросы:
• сущность понятий: степень окисления, окислитель, восстановитель, процесс окисления, процесс восстановления;
• правила определения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций;
• важнейшие окислители и восстановители, вещества с двойственным поведением;
• влияние характера среды на протекание окислительновосстановительного процесса;
• значение окислительно-восстановительных реакций в природе и
технике.
82
Выполните упражнения и решите задачи
1. Определите степень окисления серы в соединениях H2S, SO2,
Na2SO3, MgSO4; а также хрома в соединениях Cr2O3, CrO3, K2CrO4,
K2Cr2O7. Какие функции может проявлять каждое из соединений в
окислительно-восстановительных реакциях?
2. Рассчитайте коэффициенты в уравнениях окислительновосстановительных реакций методом электронного баланса:
NaNO2 + H2SO4 + KI → K2SO4 + I2 + Na2SO4 + NO + H2O
CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + NO + H2O
K2Cr2O7 + Fe + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + FeSO4 + K2SO4 + H2O
KClO3 + S + H2O → K2SO4 + Cl2 + H2SO4
Укажите окислитель и восстановитель.
Литература: [1 - § 9.1], [2 - §§ 93-97].
10.3. Рабочее задание
1. Окислительно-восстановительные процессы с участием
простого вещества
Возьмите две пробирки, в одну налейте 2-3 мл раствора сульфата
меди CuSO4, в другую - столько же раствора иодида калия KI. Внесите
в первую пробирку образец железа, во вторую 0,5-1,0 мл раствора брома Br2. Отметьте свои наблюдения, напишите схемы реакций, составьте
электронные уравнения процессов окисления и восстановления, укажите окислитель и восстановитель, рассчитайте коэффициенты в уравнениях реакций.
2. Окислительные свойства бихромата калия
Налейте в пробирку 2-3 мл раствора бихромата калия K2Cr2O7, добавьте 3-5 капель раствора серной кислоты и небольшое количество
83
кристаллов сульфата железа (III). Появление зеленой окраски свидетельствует об образовании соединений Cr+3.
Рассчитайте коэффициенты в уравнении реакции, протекающей по
следующей схеме:
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
3. Окислительные свойства перманганата калия
в разных средах
Налейте в три пробирка 2-3 мл раствора перманганата калия
KMnO4 и добавьте в первую пробирку ~ 1 мл серной кислоты, во вторую ~ 1 мл щелочи КОН. Затем в каждую пробирку насыпьте на кончике шпателя несколько кристаллов сульфита натрия Na2SO3. Как изменилась окраска растворов?
Рассчитайте коэффициенты в окислительно-восстановительных
реакциях, протекающих по схемам:
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O;
KMnO4 + Na2SO3 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH;
KMnO4 + Na2SO3 + KOH → Na2SO4 + K2MnO4 + H2O.
Какую степень окисления приобретает марганец в кислой, нейтральной, щелочной средах?
Выводы
1. Укажите, как изменяется степень окисления при восстановлении хрома и марганца.
2. Определите роль среды в рассмотренных окислительновосстановительных реакциях.