Практическая работа 2

ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ
СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ
«САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ»
ПРАКТИЧЕСКИЕ РАБОТЫ
Методическое пособие
по дисциплине «Химия»
Санкт-Петербург
2013 г.
1
Автор: Родякина Е.В., преподаватель высшей категории
Санкт-Петербургского политехнического колледжа.
Рецензент: Никитин В.А., канд. хим. наук, доцент кафедры химии
Санкт-Петербургского института машиностроения.
Данное пособие представляет собой методические указания к
выполнению практических работ по дисциплине «Химия». Пособие
предназначено для практического усвоения материала указанной темы,
приобретения компетенций в области применения законов химии, развития
организационных и коммуникационных компетенций.
В сборнике содержится материал, необходимый студентам как при
самостоятельной подготовке к работе, так и при непосредственном
выполнении работы на занятии. К каждой работе прилагается бланк отчета.
2
Предисловие
В данном сборнике объединены методические указания к проведению
практических работ, связанных с практическим использованием важнейших
химических законов и закономерностей.
Назначение
методических указаний – способствовать усвоению
важнейших понятий химии и химической кинетики, развитию способности
самостоятельно мыслить, анализировать информацию и результаты
эксперимента, обобщать информацию, делать выводы. На основе знаний
производить математические расчеты. Решение задач – это практическое
применение теоретического материала, приложение научных знаний на
практике.
Методические указания предназначены для использования студентами
как при домашней подготовке к выполнению практических работ, так и в
процессе выполнения их на занятии.
Материал представлен в следующем порядке:
 Правила выполнения практических работ.
 Практические работы, содержащие разделы:
– Цель работы.
– Пояснения к работе, отражающие краткие теоретические сведения на
основе минимума содержания по данному разделу дисциплины и с
учетом требований к итогам его усвоения, определяемых ФГОС СПО.
– Задание, которое студент обязан выполнить при домашней подготовке
к практической работе. В том числе контрольные вопросы,
позволяющие оценить выполнение требований Федерального
Государственного образовательного стандарта к уровню знаний
студентов по данному разделу дисциплины; и расчетные задания для
самостоятельного решения
– Работа на занятии. Здесь содержатся варианты заданий и руководство
по их выполнению.
– Образец отчета.
 Литература.
3
Правила выполнения практических работ
Студенты допускаются к работе после проверки готовности, производимой
преподавателем.
Для получения допуска необходимо:
подробно ознакомиться с теоретическими сведениями, содержащимися в
информационной части по данной теме и пояснениях к данной работе
ответить преподавателю устно на контрольные вопросы.
После выполнения работы студенты должны представить отчет о
проделанной работе с обсуждением полученных результатов и выводов.
Порядок выставления оценки по работе.
«5»(отлично):
работа выполнена полностью и правильно, оформление соответствует
требованиям, ответы верны.
«4»(хорошо):
работа выполнена правильно, но допущены несущественные ошибки в
вычислениях или оформлении и (или) при ответе на контрольные вопросы.
«3»(удовлетворительно):
работа выполнена правильно не менее чем наполовину или допущена
существенная ошибка в вычислениях, в объяснении, в оформлении работы,
которая исправляется по требованию преподавателя.
«2»(неудовлетворительно):
допущены две (и более) существенные ошибки в расчетах, в объяснении, в
оформлении работы, которые студент не может исправить даже по требованию
преподавателя.
Порядок
причинам.
выполнения
работ,
пропущенных
по
уважительным
После проверки готовности студент выполняет работу с другой группой в
отведенный для лабораторных работ и дополнительных занятий день (субботу).
Порядок
причинам.
выполнения
работ,
пропущенных
по
неуважительным
Студент допускается к выполнению работы после проверки готовности в
зачетную неделю.
4
Практическая работа 1
ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ ФОРМУЛЫ УГЛЕВОДОРОДА
Цель работы: научиться определять молекулярную формулу
углеводорода путем расчета с использованием понятий «массовая доля
элемента в веществе» и «относительная плотность паров вещества»
Тренировочная задача 1. Определить молекулярную формулу
углеводорода, плотность паров которого по водороду равна 28. Массовая
доля углерода в этом веществе равна 85,7%, массовая доля водорода – 14,3%.
Тренировочная задача 2. Массовая доля углерода в углеводороде
составляет 83,33%. Плотность паров углеводорода по воздуху равна 3,93.
Определить молекулярную формулу этого вещества.
Тренировочная задача 3. Определить молекулярную формулу алкана,
если известно, что плотность его паров по воздуху равна 4,414.
Вариант
Задание к задаче 1
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Массовая доля
углерода, %
Массовая доля
водорода, %
Газ для определения
относительной
плотности
Относительная
плотность вещества
по газу
80,00
59,09
82,76
83,33
83,72
84,00
80,00
59,09
82,76
83,33
83,72
84,00
80,00
59,09
82,76
20,00
40,91
17,24
16,67
16,28
16,00
20,00
40,91
17,24
16,67
16,28
16,00
20,00
40,91
17,24
Азот
Водород
Кислород
Воздух
Азот
Водород
Кислород
Воздух
Азот
Водород
Кислород
Воздух
Азот
Водород
Кислород
2,1429
22,000
1,8125
2,4827
3,0714
50,000
0,9375
1,5172
2,0714
36,000
2,6875
3,4483
0,9375
22,000
1,8125
5
Задание к задаче 2
Вариант
Массовая доля
углерода
Газ для определения
относительной
плотности
Относительная
плотность
вещества по газу
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
0,8571
Водород
Кислород
Воздух
Азот
Водород
Кислород
Воздух
Азот
Водород
Кислород
Воздух
Азот
Водород
Кислород
Воздух
49,000
2,6250
2,4138
1,7500
21,000
3,0625
2,8965
2,5000
28,000
1,3125
3.3793
3,0000
35,000
1,7500
1,4483
Задание к задаче 3
Вариант
Газ для определения
относительной
плотности
Относительная
плотность
вещества по газу
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Кислород
Воздух
Азот
Водород
Кислород
Воздух
Азот
Водород
Кислород
Воздух
Азот
Водород
Кислород
Воздух
Азот
0,9375
1,5172
2,0714
36,000
2,6875
3,4483
1,0714
22,000
1,8125
2,4826
6,1429
50,000
1,3750
2,0000
2,5714
6
Практическая работа 1
ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ ФОРМУЛЫ УГЛЕВОДОРОДОВ
ОТЧЕТ
Группа №_______
Студент __________________________________________________________
Цель работы:_________________________________________________
____________________________________________________________
____________________________________________________________
Задача 1. Определить молекулярную формулу углеводорода, плотность
паров которого по газу равна ___. Массовая доля углерода в этом веществе
равна ___%, массовая доля водорода – ____%.
Задача 2. Массовая доля углерода в углеводороде составляет ___%.
Плотность паров углеводорода по газу равна ____. Определить
молекулярную формулу этого вещества.
Задача 3. Определить молекулярную формулу алкана, плотность паров
которого по газу равна _____
7
Практическая работа 2
АЛКАНЫ
СОСТАВЛЕНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФОРМУЛ И НАЗВАНИЙ.
ЦЕЛЬ РАБОТЫ
Применить на практике положения теории строения органических
веществ А.М.Бутлерова, закрепить умение составлять структурные формулы
изомеров и называть их по международной номенклатуре IUPAC.
ПОЯСНЕНИЯ К РАБОТЕ
Алканы – углеводороды, в молекулах которых атомы углерода
соединены между собой одинарной связью, а все остальные валентности
насыщены атомами водорода.
Алканы – международное название, но применяются также следующие
названия этого класса веществ: предельные углеводороды, насыщенные
углеводороды, парафины, жирные или алифатические соединения.
На примере алканов можно рассмотреть основные положения теории
строения органических веществ А.М.Бутлерова, научиться строить
структурные формулы, усвоить понятия «гомологический ряд» и «изомерия»
и применять их на практике.
CnH2n+2 – общая формула алканов, отражающая их состав.
Соединения, сходные по строению и химическим свойствам и
отличающиеся друг от друга на одну или несколько групп –СН2–, называют
гомологами.
Группа –СН2–, называется гомологической разностью.
Построим гомологический ряд неразветвленных алканов. Сходство в их
строении – неразветвленная цепь атомов углерода.
СН4
метан (СН4)
СН3–СН3
этан
(С2Н6)
СН3–СН2––СН3
пропан (С3Н8)
СН3–СН2–СН2–СН3
бутан (С4Н10)
СН3–СН2–СН2–СН2–СН3
пентан (С5Н12)
СН3–СН2–СН2–СН2–СН2–СН3
гексан (С6Н14)
СН3–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН3
гептан (С7Н16)
СН3–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН3
октан (С8Н18)
СН3–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН3
нонан (С9Н20)
СН3–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН3
декан (С10Н22)
гомологический ряд – последовательность гомологов, т.е. веществ,
которые сходны по строению, но отличаются по составу на группу –
СН2–
8
Названия простейших алканов с числом атомов углерода от 1 до 4
сложились исторически, а остальных – производятся от греческих
числительных с добавлением суффикса ан.
Теория строения органических соединений, сформулированная
А.М. Бутлеровым в 1861 году, базируется на трех основных положениях.
1. Атомы
в
молекулах
соединяются
в
определенной
последовательности в соответствии с их валентностью.
2. Свойства соединений зависят не только от их состава, но и от
строения.
3. Атомы в молекуле взаимно влияют друг на друга.
Справедливость теории А.М.Бутлерова подтверждается многими
фактами, в частности, явлением изомерии.
Изомеры – вещества, которые имеют одинаковый состав, но разное
строение.
У. алканов возможна изомерия углеродного скелета – в этом случае
соединения одинакового состава отличаются только порядком соединения
атомов углерода в молекуле.
Примеры изомеров состава С9Н20:
СН3 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 – СН3
CH 3  CH  CH  CH 2  CH  CH 3
CH 3 CH 3
CH 3
C2 H 5
CH 3  CH  CH  CH  CH 3
CH 3
CH 3
Любая органическая молекула должна иметь свое название. Для
создания названий используются три основных типа номенклатуры
органических соединений: тривиальная, рациональная и систематическая
(международная)
Наиболее универсальной является международная номенклатура
ИЮПАК (IUPAC – Международный союз по чистой и прикладной химии).
Для построения названия органического соединения по международной
номенклатуре следует:
1. Выбрать основную углеродную цепь. Для алканов основной считается
самая длинная цепь атомов углерода.
2. Пронумеровать атомы углерода в основной цепи, начиная с той
стороны, ближе к которой находится наиболее важная составляющая
9
молекулы. Для алканов нумеруют цепь, начиная с наиболее разветвленной
стороны.
3. Перечислить боковые радикалы, начиная с наименьшего. Перед
названиями радикалов цифрами указываются номера атомов углерода, с
которыми они соединены. Если в соединении несколько одинаковых
радикалов, после цифр ставится умножающий префикс ди-, три-, тетра и
т.д. Само название радикала состоит из корня, соответствующего числу
атомов углерода в боковом радикале и суффикса ил. Например, СН3 –
метил, С2Н5 – этил.
4. Назвать основную цепь. Название основной цепи состоит из корня,
соответствующего числу атомов углерода в основной цепи и суффикса,
соответствующего классу вещества. Для алканов, как уже говорилось, это
суффикс ан.
Назовем приведенные выше примеры изомеров состава С9Н20:
1
2
3
4
5
6
7
8
9
СН3 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 – СН3
нонан
1
2
3
4
5
6
CH 3  CH  CH  CH 2  CH  CH 3
CH 3 CH 3
CH 3
2,3,5-триметилгексан
C2 H 5
CH 3  CH  CH  CH  CH 3
CH 3
CH 3
2,4-диметил-3-этилпентан (основную цепь пронумеруйте самостоятельно)
ЗАДАНИЕ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ И ПОЛУЧЕНИЯ ДОПУСКА К РАБОТЕ
1. Самостоятельно изучить методические рекомендации к данной
практической работе, информационные материалы на сайте и литературу
по теме.
2. Подготовить ответы на контрольные вопросы.
Это задание студент обязан выполнить при домашней подготовке к практической работе.
Ответить на контрольные вопросы необходимо письменно в рабочей тетради.
Контрольные вопросы
1. Дайте определения понятиям: алканы, гомологи, гомологический ряд,
изомеры.
2. В какой последовательности строятся названия разветвленных алканов по
международной номенклатуре?
10
РАБОТА НА ЗАНЯТИИ
Часть 1.
Для вещества указанного в вашем варианте состава написать структурные
формулы пяти изомеров и назвать их.
вариант
1
2
3
4
5
состав
С6Н14
С7Н16
С8Н18
С9Н20
С10Н22
Часть 2.
 Составить структурные формулы веществ, записать состав каждого из них
при помощи молекулярной формулы.
 Определить, какие из них являются гомологами, а какие – изомерами.
Указать номера соответствующих веществ.
Названия веществ:
1. 3-метилпентан
2. 2,5-диметил-5-этилгептан
3. 2,2,3-триметил-5-бутилнононан
4. 2,2,3,3-тетраметилбутан
5. 3-метилоктан
6. 2,3,3-триметилоктан
7. 3-этилоктан
11
АЛКАНЫ. СОСТАВЛЕНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФОРМУЛ И НАЗВАНИЙ
ОТЧЕТ ПО ПРАКТИЧЕСКОЙ РАБОТЕ 2
Группа №_______
Студент __________________________________________________________
Цель работы:_________________________________________________
____________________________________________________________
____________________________________________________________
Часть 1.
Для вещества состава_________написать структурные формулы пяти изомеров и назвать их.
Часть 2.
 Составить структурные формулы веществ, записать состав каждого из них при помощи молекулярной
формулы.
 Определить, какие из них являются гомологами, а какие – изомерами. Указать номера соответствующих
веществ.
Вещества:
Название, структурная формула:
Состав:
1. 3-метилпентан
2.
2,5-диметил-5-этилгептан
3.
2,2,3-триметил-5-бутилнонан
4.
2,2,3,3-тетраметилбутан
5.
3-метилоктан
6.
2,3,3-триметилоктан
7.
3-этилоктан
12
Практическая работа 3.
ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ МЕЖДУ УГЛЕВОДОРОДАМИ И КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИМИ
ОРГАНИЧЕСКИМИ ВЕЩЕСТВАМИ
Цель работы – научиться составлять уравнения реакций, отражающих
генетическую связь веществ; научиться решать задачи на основе этих
уравнений.
Пояснения к работе:
Генетическая связь между углеводородами
Генетическая связь между углеводородами и кислородсодержащими
органическими веществами
13
ПОЯСНЕНИЯ К РЕШЕНИЮ ЗАДАЧ ПО ХИМИЧЕСКИМ УРАВНЕНИЯМ
1. Определение массы, объема или количества одного вещества по
известной величине массы, объема или количества другого вещества.
Задача 1 Определить количество вещества кислорода, необходимое для
полного окисления 6 моль диоксида серы (SO2) в триоксид серы(SO3).
Рассуждаем: По условию дано количество диоксида серы (v(SO2) = 6 моль).
Запишем уравнение указанной в условии реакции:
2SO2 + О2 = 2SO3
По уравнению мы видим, что в реакции участвуют 2 моль SO2 и 1моль О2.
То есть для взаимодействия с 2моль SO2 необходимо 1моль О2., а по
условию для взаимодействия с 6 моль SO2 необходимо неизвестное количество
вещества О2. запишем наши рассуждения в форме пропорции:
по условию: 6 моль SO2 – х моль О2
по уравнению: 2 моль SO2 – 1 моль О2
Или:
2/6 = x/1;
Далее определяем х по пропорции.
x = (6∙1)/2 = 3моль
Задача 2 Определить объем кислорода, необходимый для полного
окисления 6 моль диоксида серы (SO2) в триоксид серы(SO3).
Рассуждаем так же, как в задаче 1. Отличие в том, что определить нужно
объем вещества. Чтобы перейти к количеству вещества, воспользуемся
۟расчетной формулой  
V
, где VM = 22,4л/моль
VM
Задача 3. Определить массу кислорода, необходимую для полного
окисления 6 моль диоксида серы (SO2) в триоксид серы (SO3).
Рассуждаем так же, как в задаче 1. Отличие в том, что определить нужно
массу вещества. Чтобы перейти к количеству вещества, воспользуемся
расчетной формулой:  
m
M
, где
М – молярная масса вещества, величину
которой определяем при помощи периодической системы.
14
Вариант 1
1. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
Карбид алюминия → метан → хлорметан → этан → этен → этин
→этаналь
2. Задача определить объем хлора, необходимый для получения 11,2л
хлорметана.
Вариант 2
1. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
Оксид кальция → карбид кальция→ацетилен → этилен → полиэтилен
↓
↓
бензол
этанол
2. Задача. Какая масса 92% этилового спирта необходима для получения
1,12л этилена?
Вариант 3
1. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
Этанол → этилен → ацетилен → бензол → хлорбензол → фенол
↓
хлорэтан
2. Задача. Определить массу бензола, которую можно получить из 56л
ацетилена, если доля выхода продукта составляет 60% от теоретически
возможного?
Вариант 4
1. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
метан → хлорметан → этан → этилен → этанол → этаналь
↓
ацетилен
2. Задача. Какую массу этилового спирта можно получить гидратацией 112л
этилена, если доля выхода продукта составляет 80% от теоретически
возможного?
Вариант 5
1. Составить уравнение реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
15
Метан→ацетилен→бензол→хлорбензол→фенол(C6H5OH)
↓
диоксид углерода.
2. Задача. При действии избытка воды на 32 грамма технического карбида
кальция образовалось 8,96 литра ацетилена (н.у.). Определить массовую
долю примесей в техническом карбиде кальция.
Вариант 6
1. Составить уравнение реакций с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
Карбид алюминия →метан→хлорметан→этан→этилен→ ацетилен →
этаналь
2. Задача. Определить объем хлора, необходимый для получения 33,6л
хлорметана.
Вариант 7
1. Составить уравнение реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
Этиловый спирт →этилен → ацетилен → этилен → этанол
↓
хлорэтан → этанол.
2. Задача. Какую массу этилового спирта можно получить гидратацией 112
литров этилена, если доля выхода продукта реакция составляет 80% от
теоретически возможного.
Вариант 8
1. Составить уравнение реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
Оксид кальция → карбид кальция → ацетилен → этилен →этанол
↓
↓
бензол
этановая кислота
2. Задача. При действии избытка воды на 40г карбида кальция образовалось
8,96 литра ацетилена (н.у.). Определить объемную долю выхода продукта по
сравнению с теоретически возможным.
Вариант 9
1. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
Карбид алюминия → метан → хлорметан → этан → этен → этин
↓
этаналь
2. Задача определить объем хлора, необходимый для получения 11,2л
хлорметана
16
Вариант 10
1. Составить уравнение реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
Этиловый спирт → этилен → ацетилен → бензол →циклогексан
↓
этаналь → этановая кислота.
2. Задача. Определить массу воды, необходимую для взаимодействия с 10
литрами этилена (н.у.), содержащего 20% примесей.
Вариант 11
1. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
метан → хлорметан → этан → этилен → этанол → этаналь
↓
ацетилен
2. Задача. Какую массу этаналя можно получить гидратацией 11,2л
ацетилена, если доля выхода продукта составляет 80% от теоретически
возможного?
Вариант 12
1. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
Оксид кальция → карбид кальция→ацетилен → этилен → полиэтилен
↓
↓
бензол
этанол
2. Задача. Какую массу этилового спирта можно получить гидратацией 112
литров этилена, если доля выхода продукта реакция составляет 80% от
теоретически возможного.
Вариант 13
1. Составить уравнение реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
Метан→ацетилен→бензол→хлорбензол→фенол
↓
диоксид углерода.
2. Задача. При действии избытка воды на 50г карбида кальция образовалось
9л ацетилена (н.у.). Определить долю выхода ацетилена в % от теоретически
возможного.
Вариант 14
1. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
17
Карбид алюминия → метан → хлорметан → этан → этен → этин
→этаналь
2. Задача определить объем хлора, необходимый для получения 11,2л
хлорметана
Вариант 15
1. Составить уравнение реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
Этиловый спирт →этилен → ацетилен → этаналь → этановая кислота
↓
хлорэтан → этанол.
2. Задача. Определить массу уксусной кислоты, которую можно получить
окислением 92г этилового спирта, если доля выхода продукта составляет
75% от теоретически возможного
18
ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ МЕЖДУ УГЛЕВОДОРОДАМИ И КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИМИ
ОРГАНИЧЕСКИМИ ВЕЩЕСТВАМИ
Отчет по практическаой работе 3.
Студент_________________________________________________________
Группа_____
Цельработы:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
1. Составить уравнение реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения. Указать условия протекания и тип реакций.
1)
2)
3)
4)
5)
2. Задача
19
Практическая работа 4.
ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ НА ОСНОВАНИИ ИХ ПОЛОЖЕНИЯ В
ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ.
Цель работы: научиться даватьхарактеристику химическим элементам
на основе их положения в Периодической системе Д.И. Менделеева по
определенному плану.
Пояснения к работе:
Периодическая
система
Менделеева
является
естественной
классификацией хим.элементов по электронной структуре их атомов. Об
электронной структуре атома, а значит, и свойствах элемента судят по
положению элемента в соответствующем периоде и подгруппе пер системы.
Закономерностями заполнения эл.уровней объясняется различное число
элементов в периодах. Строгая периодичность расположения элементов в пер
системе
хим.элементов
Менделеева
полностью
объясняется
последовательным характером заполнения энергетических уровней. Теория
строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов.
Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 107
обусловливает
периодическое
повторение
строения
внешнего
энергетического уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят
от числа электронов на внешнем уровне, то и они периодически
повторяются. В этом - физический смысл периодического закона. В малых
периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возраст число
электронов на внешнем уровне (от 1 до 2-в первом периоде, и от 1 до 8-во
втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в
начале периода (кроме первого периода) находится щелочной металл, затем
металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются свойства
неметалл. В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней
электронами происходит сложнее, что объясняет и более сложное изменение
свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в
четных рядах больших периодов с ростом заряда число электронов на
внешнем уровне остается постоянным и равно 2 или 1.Поэтому, пока идет
заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня,
свойства элементов в этих рядах изменяются крайне медленно. Лишь в
нечетных рядах, когда с ростом заряда ядра увеличивается число электронов
на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так
же, как у типических. В свете учения о строении атомов становится
обоснованным разделение Д.И. Менделеевым всех элементов на 7 периодов.
Номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов,
заполняемых электронами. Поэтому s-элементы имеются во всех периодах,
р-элементы - во втором и последующих, d-элементы - в четвертом и
последующих и f-элементы - в шестом и седьмом периодах. Легко объяснимо
и деление групп на подгруппы, основанное на различии в заполнении
электронами энергетических уровней. У элементов главных подгрупп
20
заполняются или s-подуровни (это s-элементы), или р-подуровни (это рэлементы) внешних уровней. У элементов побочных подгрупп заполняется
(d-подуровень второго снаружи уровня (это d-элементы).У лантаноидов и
актиноидов заполняются соответственно 4f- и 5f-подуровни (это fэлементы).Таким образом, в каждой подгруппе объединены элементы, атомы
которых имеют сходное строение внешнего электронного уровня. При этом
атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число
электронов, равное номеру группы. В побочные же подгруппы входят
элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по два или по одному
электрону. Различия в строении обусловливают и различия в свойствах
элементов разных подгрупп одной группы. Так, на внешнем уровне атомов
элементов подгруппы галогенов имеется по семь электронов подгруппы
марганца - по два электрона. Первые - типичные металлы, а вторые- металлы.
Но у элементов этих подгрупп есть и общие свойства: вступая в химические
реакции, все они (за исключением фтора F)могут отдавать по 7 электронов на
образование химических связей. При этом атомы подгруппы марганца
отдают 2 электрона с внешнего и 5 электронов со следующего за ним уровня.
Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются
электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи)
уровней, в чем состоит основное различие в свойствах элементов главных и
побочных подгрупп. Отсюда же следует, что номер группы, как правило,
указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании
химических связей. В этом - физический смысл номера группы. Итак,
строение атомов обусловливает две закономерности: 1) изменение свойств
элементов по горизонтали — в периоде слева право ослабляются
металлические и усиливаются неметаллические свойства;2) изменение
свойств элементов по вертикали - в подгруппе с ростом порядкового номера
усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. В
таком случае элемент (и клетка системы) находится на пересечении
горизонтали и вертикали, что определяет его свойства. Это помогает
находить и писывать свойства элементов, изотопы которых получают
искусственным путем. По числу энергетических уровней в электронной
оболочке атома элементы делятся на семь периодов.
Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка
состоит из одного энергетического уровня, во втором периоде - из двух, в
третьем - из трех, в четвертом - из четырех и т. д. Каждый новый период
начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический
уровень. В периодической системе каждый период начинается элементами,
атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, - атомами
щелочных металлов - и заканчивается элементами, атомы которых на
внешнем Уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех
последующих)-атомами благородных газов. Внешние электронные оболочки
сходны у атомов элементов (Li, Na, К, Rb, Cs); (Ве, Mg, Са, Sr); (F, Сl, Вг, I);
(Не, Nе, Аг, Kr, Хе) и т. д. Именно поэтому каждая из вышеприведенных
21
групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе
периодической таблицы: Li, Na, К, Rb, Cs в I группе, F, Сl, Вг, I — в VII и т.
д. Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов
сходны их физические и химические свойства. Число главных подгрупп
определяется максимальным числом элементов на энергетическом уровне и
равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп)
определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в
каждом из больших периодов. Поскольку в периодической системе
химических элементов Менделеева одна из побочных подгрупп содержит
сразу три переходных элемента, близких по химическим свойствам (так
называемые триады Fe-Со-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), то число побочных
подгрупп, так же как и главных, равно 8.По аналогии с переходными
элементами число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу
периодической системы в виде самостоятельных рядов, равно
максимальному числу электронов на f-подуровне, т. е. 14. Период начинается
элементом, в атоме которого на внешнем уровне находится один s-электрон:
в первом периоде это водород, в остальных-щелочные металлы. Завершается
период благородным газом: первый-гелием (1s2), остальные периоды —
элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют электронную
конфигурацию ns2np6. Первый период содержит два элемента: водород (Z=1)
и гелий (Z= 2). Второй период начинается элементом литием (Z= 3) и
завершается неоном (Z = 10). Во втором периоде восемь элементов. Третий
период начинается с натрия (Z= 11), электронная конфигурация которого
1s22s22p63s1. С него началось заполнение третьего энергетического уровня.
Завершается оно у инертного газа аргона (Z = 18), Зs- и 3p-подуровни
которого
полностью
заполнены.
Электронная
формула
аргона:
1s22s22p6Зs23p6. Натрий — аналог лития, аргон неона. В третьем периоде,
как и во втором, восемь элементов. Четвертый период начинается калием (Z= 19),
электронное строение которого выражается формулой 1s22s22p63s23p64s1. Его 19-й электрон
занял 4s-подуровень, энергия которого ниже энергии Зd-подуровня. Внешний 4s-электрон придает
элементу свойства, сходные со свойствами натрия. У кальция (Z = 20) 4s-подуро-вень заполнен
двумя электронами: 1s22s22p63s23р64s2. С элемента скандия (Z = 21) начинается заполнение Зdподуровня, так как он энергетически более выгоден, чем 4р-подуровень. Пять орбиталей 3dподуровня могут быть заняты десятью электронами, что осуществляется у атомов от скандия до
цинка (Z = 30). Поэтому электронное строение Sc соответствует формуле 1s22s22p63s23p63d14s2,
а цинка - 1s22s22p63s23p63d104s2. В атомах последующих элементов вплоть до инертного газа
криптона (Z=36) идет заполнение 4p-подуровня. В четвертом периоде 18 элементов. Пятый период
содержит элементы от рубидия (Z=37) до инертного газа ксенона (Z = 54).Заполнение их
энергетических уровней идет так же, как у элементов четвертого периода: после Rb и Sr у десяти
элементов от иттрия (Z = 39) до кадмия (Z=48) заполняется 4d-подуровень, после чего электроны
занимают 5p-подуровень. В пятом периоде как и в четвертом, 18 элементов. В атомах элементов
шестого периода цезия (Z= 55) и бария (Z = 56) заполняется 6s-подуровень. У лантана (Z= 57)
один электрон поступает на 5d-подуровень, после чего заполнение этого подуровня
приостанавливается, а начинает заполняться 4f-поАуровень, семь орбиталей которого могут быть
заняты 14 электронами. Это происходит у атомов элементов лантаноидов с Z = 58 — 71.
Поскольку у этих элементов заполняется глубинный 4f-подуровеиь третьего снаружи уровня, они
обладают весьма близкими химическими свойствами. С гафния (Z = 72) возобновляется
заполнение d-подуровня и заканчивается у ртути (Z = 80), после чего электроны заполняют 6pподуровень. Заполнение уровня завершается у благородного газа радона (Z= 86). В шестом
22
периоде 32 элемента. Седьмой период — незавершенный. Заполнение электронами электронных
уровней аналогично шестому периоду. После заполнения 7s-подуровня у Франция (Z = 87) и радия
(Z = 88) электрон актиния поступает на 6d-подуровень, после которого начинает заполняться 5fподуровень 14 электронами. Это происходит у атомов элементов актиноидов с Z = 90 — 103.
После 103-го элемента идет заполнение б d-подуровня: у курчатовия (Z = 104), нильсбория (Z
=105), элементов Z = 106 и Z = 107. Актиноиды, как и лантаноиды, обладают многими сходными
химическими свойствами. Хотя 3 d-подуровень заполняется после 4s-подуровня, в формуле он
ставится раньше, так как последовательно записываются все подуровни данного уровня. В
зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делят
на четыре типа (семейства). 1. s-Элементы: заполняется электронами s-подуровень внешнего
уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода. 2. р-элементы: заполняется
электронами р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов каждого периода (кроме
первого и седьмого). 3. d-Элементы: заполняется электронами d-подуровень второго снаружи
уровня, а на внешнем уровне остается один или два эле трона (у Pd — нуль). К ним относятся
элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами (их также
называют переходными элементами). 4. f-Элементы: заполняется электронами f-подуровень
третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Это лантаноиды и
актиноиды. В периодической системе s-элементов 14, р-элементов 30, d-элементов 35, f-элементов
28. Элементы одного типа имеют ряд общих химических свойств.
Рассмотрим характеристику химического элемента-металла по его
положению в периодической системе на примере лития.
Литий ― это элемент 2 периода главной подгруппы I группы
периодической системы Д. И. Менделеева, элемент IA или подгруппы
щелочных металлов.
Строение атома лития можно отразить так: 3Li ― 2ē, 1ē. Атомы лития
будут проявлять сильные восстановительные свойства: легко отдадут свой
единственный внешний электрон и получат в результате степень окисления
(с. о.) +1. Эти свойства атомов лития будут слабее выражены, чем у атомов
натрия, что связано с увеличением радиусов атомов: Rат (Li) < Rат (Na).
Восстановительные свойства атомов лития выражены сильнее, чем у
бериллия, что связано и с числом внешних электронов, и с расстоянием от
ядра до внешнего уровня.
Литий ― простое вещество, представляет собой металл, а,
следовательно, имеет металлическую кристаллическую решетку и
металлическую химическую связь. Заряд иона лития: не Li+1 (так указывают
с. о.), а Li+. Общие физические свойства металлов, вытекающие из их
кристаллического строения: электро- и теплопроводность, ковкость,
пластичность, металлический блеск и т. д.
Литий образует оксид с формулой Li2O ― это солеобразующий,
основной оксид. Это соединение образовано за счет ионной химической
связи Li2+O2-, взаимодействуют с водой, образуя щелочь.
Гидроксид лития имеет формулу LiOH. Это основание ― щелочь.
Химические свойства: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами и
солями.
В подгруппе щелочных металлов отсутствует общая формула "Летучие
водородные соединения". Эти металлы не образуют летучих водородных
соединений. Соединения металлов с водородом ― бинарные соединения
ионного типа с формулой M+H-.
23
ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ НА ОСНОВАНИИ ИХ ПОЛОЖЕНИЯ В
ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ
Отчет по практической работе 4.
Студент______________________________________________________________________
Группа_______
Цель работы:
_____________________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________________
1. элемента:_____________________________________________________
2. Положение в Периодической системе:
2.1. № элемента____
2.2. № периода____
2.3. № группы____
2.4. Подгруппа____
3. Состав атома:
3.1. Заряд ядра_____
3.2.Число протонов в ядре____
3.3.Число нейтронов в ядре____
3.4.Общее число электронов в электронной оболочке_____
3.5.Число Энергетических Уровней_____
3.6.Число валентных электронов_____
3.7.Число электронов на внешнем Энергетическом Уровне_____
4. Распределение электронов по Энергетическим Уровням:
4.1.Графическая схема:
5.
6.
7.
8.
4.2.Электронная формула:________________________________________
Валентные возможности:_______________
Класс химического элемента:______________
Класс простого вещества:________________
Формулы и характер высшего оксида и гидроксида:
8.1.Оксид:___________________________________
8.2.Гидроксид:_________________________________
24
Практическая работа 5.
СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ
ОПРЕДЕЛЕННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ
Цель работы
Усвоить понятия: раствор, концентрация раствора, научиться
производить расчеты с использованием понятий: массовая доля
вещества, молярная концентрация. Научиться приготавливать растворы
с заданной концентрацией.
Пояснения к работе
Растворы
– это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более
компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия. Могут
существовать растворы твердых, жидких и газообразных веществ в жидких
растворителях, а также однородные смеси (растворы) твердых жидких и
газообразных веществ.
Растворитель
– это вещество, в котором растворены другие вещества. Если растворитель
– вода, говорят о водных растворах. Далее речь пойдет именно о водных
растворах. Водные растворы имеют огромное значение в природе и технике.
Многие химические реакции протекают в растворах
Важной характеристикой любого раствора является его состав. Содержание
растворенного вещества (в определенных единицах) в единице массы или
объема раствора называют концентрацией.
Существуют различные способы численного выражения концентрации:
массовая доля растворенного вещества, молярная концентрация и др.
Массовая доля растворенного вещества
– это безразмерная физическая величина, равная отношению массы
растворенного вещества к общей массе раствора.
ω(X) = m(X)/mраствора
где ω(X) – массовая доля растворенного вещества Х;
m(X) – масса растворенного вещества, [г];
mраствора – общая масса раствора,[г]. mраствора = mводы + m(X)
Массовую долю растворенного вещества ω(X) обычно выражают в долях
единицы или в процентах. Например, массовая доля растворенного вещества
– поваренной соли воде равна 0,05 или 5%. Это означает, что в растворе
поваренной соли массой 100г. содержится поваренная соль массой 5г. и вода
массой 95г.
25
Молярная концентрация или молярность
– это величина, равная отношению количества растворенного вещества к
объему раствора.
C(X) = v(X)/Vраствора
где C(X) – молярная концентрация вещества Х, [моль/л];
v(X) – количество вещества Х, содержащегося в растворе,[моль],
v(X)= m(X)/M(X);
Vраствора – объем раствора, [л].
Единицы измерения молярной концентрации – моль/л, кмоль/м3.
Для многих расчетов необходимо знать формулу, связывающую массу и
объем раствора: плотность раствора ρ = mраствора/Vраствора
Основные расчетные формулы
масса
раствора
mраствора = mводы + m(X)
mраствора = ρ Vраствора
объем
раствора
Vраствора = mраствора / ρ
Vраствора = v(X)/ C(X)
плотность раствора
ρ = mраствора/Vраствора
масса
вещества
m(X) = mраствора - mводы
m(X) = v(X) M(X)
m(X)= ω(X) mраствора
v(X)= m(X)/M(X)
v(X)= C(X) Vраствора
количество вещества
массовая доля
вещества
ω(X) = m(X)/mраствора
молярная концентрация
вещества
C(X) = v(X)/Vраствора
Приготовление растворов определенной концентрации
Для приготовления раствора с определенной массовой долей рассчитывают
необходимые массы вещества и воды. Рассчитанную массу вещества
взвешивают на технических весах, воду отмеряют мерным цилиндром.
Для приготовления раствора с определенной молярной концентрацией
рассчитывают массу вещества, соответствующую указанному числу молей,
взвешивают и помещают в мерную колбу нужного объема. Колбу заполняют
дистиллированной водой до метки.
26
ЗАДАНИЕ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ И ПОЛУЧЕНИЯ ДОПУСКА К РАБОТЕ НА ЗАНЯТИИ
При домашней подготовке необходимо:
1. Самостоятельно изучить методические рекомендации к данной
практической работе, конспект и литературу по теме.
2. Подготовить ответы на контрольные вопросы.
3. Решить задачи
Контрольные вопросы
1. Дайте определение понятию раствор.
2. Что такое массовая доля растворенного вещества? В каких единицах
она измеряется?
3. Что такое молярная концентрация? В каких единицах она
измеряется?
Задачи
Произведите необходимые вычисления и найдите недостающие величины,
обозначенные знаком “?” в строке таблицы, соответствующей вашему
варианту
№
вар.
растворен
ное
вещество
масса
вещ-ва
масса
воды
масса
раствора
плотность
раст-ра
объем
раствора
массовая
доля
вещ-ва
количест
во
вещ-ва
молярная
конц-я
вещ-ва
г
г
г
г/мл
мл
%
моль
моль/л
1
KOH
?
?
?
1,40
300
?
?
11,5
2
NaOH
?
38,75
?
1,53
?
50
?
?
3
HBr
144
156
?
1,50
?
?
?
?
4
HI
?
?
?
1,60
110
?
?
5,70
5
H2SO4
?
8,83
?
?
120
?
?
18
6
H3PO4
216
?
255
1,70
?
?
?
?
7
Na2CO3
54
196
?
1,19
?
?
?
?
8
NaCl
?
?
?
1,15
300
?
?
1,80
9
CaCl2
?
125,5
?
?
150
?
?
5,03
10
Na2SO4
44
?
?
1,10
400
?
?
?
11
HNO3
149
?
?
1,42
150
?
?
?
12
NH4Cl
?
?
?
1,06
50
20
?
?
13
NH4NO3
?
61
?
1,23
?
50
?
?
14
HCl
?
325
400
1,09
?
?
?
?
15
KCl
27
123
?
1,25
?
?
?
?
Решение задач оформить по стандартному образцу
27
РАБОТА НА ЗАНЯТИИ
ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ОПРЕДЕЛЕННОЙ
КОНЦЕНТРАЦИИ
Часть I. Приготовление раствора с заданной массовой долей вещества.
Для приготовления раствора с определенной массовой долей рассчитывают
необходимые массы вещества и воды. Рассчитанную массу вещества
взвешивают на технических весах, воду отмеряют мерным цилиндром.
Оборудование:
Реактивы:
Весы
Мерный цилиндр 200 мл
Стакан 250мл
Шпатель
Стеклянная палочка
Хлорид натрия (NaCl)
Дистиллированная вода
Задание.
Рассчитать массы хлорида натрия и воды, необходимые для
приготовления 200г. 4% раствора и приготовить указанный раствор.
Расчет:
Дано:
mраствора=
ω(NaCl)=
Решение:
m(X)= ω(X) mраствора
mраствора = mводы + m(X)
Найти
m(NaCl)
mводы
Ответ:
Выполнение опыта:
 Взвесить пустой стакан или выставить шкалу весов со стаканом на
ноль
 Аккуратно при помощи шпателя отмерить рассчитанную массу
хлорида натрия на весах в предварительно взвешенном стакане
 Отмерить мерным цилиндром рассчитанный объем воды (как вы
думаете, почему для воды мы можем отмерять не массу, а объем?).
 Аккуратно перелить воду в стакан с солью, перемешать
стеклянной палочкой
Расчет и последовательность ваших действий занести в бланк отчета.
28
Часть II. Приготовление раствора заданной молярной концентрации
Для приготовления раствора с определенной молярной концентрацией
рассчитывают массу вещества, соответствующую указанному числу молей,
взвешивают и помещают в мерную колбу нужного объема. Колбу заполняют
дистиллированной водой до метки.
Оборудование:
Реактивы:
Весы
Мерная колба 0,2л
Воронка
Стакан
Шпатель
Гидроксид натрия (NaОН)
Дистиллированная вода
Задание. Рассчитать массу гидроксида натрия, необходимую для
приготовления 0,2 л 0,1 молярного раствора и приготовить указанный
раствор.
Расчет:
Дано:
Vраствора=
C(NaOH)=
Решение:
v(X)= C(X) Vраствора
m(X) = v(X) M(X)
Найти:
m(NaOH)
Ответ:
Выполнение опыта:
 Взвесить рассчитанную массу гидроксида натрия с точностью до 0,01г в
предварительно взвешенном стакане.
 Через воронку всыпать навеску в мерную колбу на 0,2л.
 Налить немного дистиллированной воды в стакан, где взвешивалась
щелочь и тщательно смыть остатки сухой щелочи со стенок воронки в
мерную колбу (как вы думаете, зачем нужна эта операция?).
 Держа мерную колбу за горлышко, круговыми движениями перемешать
содержимое до растворения щелочи.
 Аккуратно доливая дистиллированную воду, довести уровень раствора в
мерной колбе до метки.
 Закрыть колбу пробкой и тщательно перемешать раствор.
Расчет и последовательность ваших действий занести в бланк отчета.
29
ОТЧЕТ
Практическая работа 5
Способы выражения концентрации растворов
Приготовление растворов определенной концентрации
Выполнил студент…………..…………………….
фамилия, инициалы
Группа №……….
Цель работы:……………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
Вариант №………
Часть I. Приготовление раствора с заданной массовой долей вещества.
Задание.
Рассчитать массы хлорида натрия и воды, необходимые для приготовления
200г. 4% раствора и приготовить указанный раствор.
Расчет:
Дано:
Решение:
Найти
Ответ:
Выполнение опыта:
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
30
Часть II. Приготовление раствора заданной молярной концентрации
Задание. Рассчитать массу гидроксида натрия, необходимую для
приготовления 0,2 л 0,1 молярного раствора и приготовить указанный
раствор.
Расчет:
Дано:
Решение:
Ответ:
Выполнение опыта:
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………..
Выводы:
……………………………………………………………………………..
31
Практическая работа 6.
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ИОННОГО ОБМЕНА В МОЛЕКУЛЯРНОЙ И
ИОННОЙ ФОРМАХ
Цель работы: научиться составлять уравнения реакций ионного обмена в
молекулярной и ионной формах.
Пояснения к работе
Реакции ионного обмена – это реакции в растворах электролитов, при
которых ионы одного вещества обмениваются с ионами другого вещества.
Электролитами называют вещества, которые в расплавах или в
растворах при взаимодействии с растворителем распадаются на ионы
(диссоциируют).
Ионы – это заряженные частицы, образованные из одного или
нескольких атомов. Положительно заряженные ионы называют катионами,
отрицательно заряженные – анионами.
Растворы сильных электролитов в результате полной диссоциации
содержат в основном ионы, а растворы слабых электролитов содержат в
основном нераспавшиеся (недиссоциированные) молекулы и небольшую
часть ионов. Сила электролита характеризуется степенью диссоциации,
которая
показывает
соотношение
между
числом
распавшихся(диссоциированных) молекул и общим числом молекул: α =
Nдис/Nобщ
К сильным электролитам (α > 30%) относят:
а) практически все растворимые соли;
б) кислоты: H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HMnO4 и некоторые
другие;
в) растворимые основания (щелочи) – гидроксиды металлов IA и IB
групп периодической системы
К слабым электролитам относят остальные кислоты и основания, воду
и другие вещества.
В реакциях ионного обмена наряду с растворимыми сильными
электролитами участвуют (образуются или расходуются) нерастворимые
вещества, газы, малодиссоциированные соединения (слабые электролиты).
Уравнения ионообменных реакций записывают в трех формах: 1)
молекулярной, 2) полной ионной и 3) сокращенной ионной. В качестве
примера составим уравнение для реакции между растворами нитрата бария и
сульфата натрия.
Молекулярное уравнение
Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaNO3
Полное ионное уравнение
-
Ba2+ + 2NO3 + 2Na+ + SO42- = BaSO4 + 2Na+ + 2NO3
Сокращенное ионное уравнение
32
-
Ba2+ + SO42- = BaSO4
При составлении ионных уравнений сильные растворимые
электролиты записывают в виде ионов: катионов (положительно заряженных
ионов) и анионов (отрицательно заряженных ионов). Нерастворимые
вещества, газы и слабые электролиты записывают в виде молекул.
Внимательно изучите таблицу растворимости – она не только подскажет,
какие вещества нерастворимы, но и поможет вам правильно определить
заряды катионов и анионов для сильных электролитов.
Сокращенное ионное уравнение наиболее ясно выражает сущность
реакции. В нашем примере видно, что реакция свелась к образованию
нерастворимого вещества (осадка) сульфата бария.
Реакции в растворах электролитов практически необратимы и идут до
конца в случаях, когда образуется: а) осадок, б) газ, в) слабый электролит.
Примеры уравнений реакций с образованием осадка
Взаимодействие растворов кислоты и соли
H2SO4 + Pb(NO3)2 = PbSO4 + 2HNO3
+
2H + SO42- + Pb2++2NO3- = PbSO4 + 2H++ 2NO3Pb2+ + SO42- = PbSO4
Взаимодействие растворов сильного основания (щелочи) и соли
2NaOH +MgSO4 = Mg(OH)2 + Na2SO4
+
2Na + 2OH- + Mg2+ + SO42- = Mg(OH)2 + 2Na+ + SO42Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2
Взаимодействие растворов двух солей
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
+
Ag NO3- + Na+ + Cl- = AgCl + Na+ + NO3Ag+ + Cl- = AgCl
Взаимодействие газа (кислотного оксида) с сильным основанием
SO2 + Ca(OH)2 = CaSO3 + H2O
SO2 + Ca2+ + 2OH- = CaSO3 + H2O
Примеры уравнений реакций с образованием газа
Взаимодействие кислоты и соли
H2SO4 + K2SO3 = K2SO4 + H2O + SO2
+
2H + SO42- + 2K+ + SO32- = 2K+ + SO42-+ H2O + SO2
33
2H+ + SO32- = H2O + SO2
Взаимодействие сильного основания и соли
NaOH + NH4NO3 = NaNO3 + NH3 + H2O
+
Na + OH- + NH4+ + NO3- = Na+ + NO3- + NH3 +H2O
NH4+ + OH- = NH3 +H2O
Примеры уравнений реакций с образованием слабого электролита
Реакция нейтрализации
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
+
2Na + 2OH- + 2H++ SO42- = 2Na++ SO42-+ 2H2O
OH- + H+ = H2O
Взаимодействие нерастворимого основания и кислоты
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ + SO42- = Cu2+ + SO42- + H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + H2O
Образование слабой кислоты
2NaCH3COO + H2SO4 = Na2SO4 + CH3COOH
+
2Na + CH3COO- + 2H+ + SO42-= 2Na+ + SO42- +CH3COOH
CH3COO- + H+ = CH3COOH
ЗАДАНИЕ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ И ПОЛУЧЕНИЯ ДОПУСКА К РАБОТЕ В
ЛАБОРАТОРИИ
При домашней подготовке необходимо:
1.
2.
3.
Самостоятельно изучить методические рекомендации
лабораторной работе, конспект и литературу по теме.
Подготовить ответы на контрольные вопросы.
Решить экспериментальную задачу.
к
данной
Контрольные вопросы
Какие реакции называют реакциями ионного обмена?
Что такое ионы? В результате какого процесса они образуются?
Какие вещества называют сильными электролитами?
Какие вещества называют сильными электролитами? Назовите некоторые
из них.
5. Какие вещества называют слабыми электролитами?
6. В каких случаях реакции ионного обмена необратимы?
7. Как записываются уравнения реакций ионного обмена?
1.
2.
3.
4.
34
Работа на занятии:
Вариант 1
1.Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс.
Медь  оксид меди(2)  сульфат меди(2)  хлорид меди(2) 
гидроксид меди(2).
2.Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
хлорид алюминия, сульфид калия
укажите характер среды раствора.
Вариант 2
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс.
Фосфат калия  фосфат серебра  нитрат серебра  бромид серебра 
серебро
2.Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
хлорид цинка, сульфит калия
укажите характер среды раствора.
Вариант 3
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс.
Серебро  нитрат серебра  карбонат серебра  оксид углерода(4) 
карбонат бария.
2.Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
сульфат меди(2), нитрит натрия
укажите характер среды раствора.
Вариант 4
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Магний  нитрат магния  гидроксид магния  хлорид магния 
сульфат магния.
2.Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
сульфат железа(2), карбонат калия
укажите характер среды раствора.
35
Вариант 5
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Калий  гидроксид калия  сульфат калия  хлорид калия  нитрат
калия.
2. Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
нитрат свинца, сульфит натрия
укажите характер среды раствора.
Вариант 6
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Алюминий  хлорид алюминия  нитрат алюминия  гидроксид
алюминия  алюминат калия.
2. Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
хлорид железа(2), сульфид лития
укажите характер среды раствора.
Вариант 7
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Барий  гидроксид бария  хлорид бария  хлорид натрия  нитрат
натрия.
2. Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
сульфат цинка, сульфид калия
укажите характер среды раствора.
Вариант 8
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Железо  сульфат железа(2)  хлорид железа(2)  гидроксид железа(2)
 сульфат железа(2)
2. Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
хлорид железа(3), нитрит натрия
укажите характер среды раствора.
36
Вариант 9
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Кальций  оксид кальция  нитрат кальция  карбонат кальция 
хлорид кальция.
2. Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
сульфат меди(2), силикат натрия
укажите характер среды раствора.
Вариант 10
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Медь  сульфат меди(2)  гидроксид меди(2)  хлорид меди(2) 
нитрат меди(2).
2.Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
сульфид калия, нитрат алюминия
укажите характер среды раствора.
Вариант 11
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Углерод  оксид углерода(4)  карбонат кальция  хлорид кальция 
нитрат кальция.
2. Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
карбонат калия, сульфат железа(2)
укажите характер среды раствора.
Вариант 12
Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Железо  хлорид железа(3)  нитрат железа(3)  гидроксид железа(3)
 сульфат железа(3).
2. Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
сульфит калия, нитрат алюминия
укажите характер среды раствора.
37
Вариант 13
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Кремний  оксид кремния  силикат натрия  кремниевая кислота 
силикат калия.
2. Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
фосфат натрия, хлорид цинка
укажите характер среды раствора.
Вариант 14
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Магний  оксид магния  сульфат магния  гидроксид магния 
хлорид магния.
2. Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
хлорид алюминия, карбонат лития
укажите характер среды раствора.
Вариант 15
1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить превращения по схеме. Уравнения реакций ионного обмена
составить в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составить электронный баланс
Медь  оксид меди(2)  сульфат меди(2)  гидроксид меди(2)  оксид
меди(2).
2. Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
сульфид натрия, хлорид железа(3)
укажите характер среды раствора.
38
Практическая работа 6.
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ИОННОГО ОБМЕНА В МОЛЕКУЛЯРНОЙ И
ИОННОЙ ФОРМАХ
Отчет
Выполнил студент…………..…………………….
фамилия, инициалы
Группа №……….
Цель работы:
……………………………………………………………………….………………
………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
1. Составить уравнения реакций
1)
2)
3)
4)
2. Напишите уравнения реакций, протекающих при гидролизе солей:
1)
2)
39
Практическая работа 7.
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
ЦЕЛЬ РАБОТЫ
Научиться рассчитывать величину скорости химической реакции,
величину изменения скорости реакции в зависимости от различных
факторов;
ПОЯСНЕНИЯ К РАБОТЕ
Скорость химической реакции определяется как количество вещества,
прореагировавшего в единицу времени в единице объема (для гомогенной
реакций) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенных
реакций).
Если концентрация одного из продуктов реакции увеличилась от С1 до
С2 за промежуток времени от t1 до t2 , то в соответствии с определением,
скорость реакции равна:
v= (С2-С1)/(t2-t1) = ΔС/Δt.
Если концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась от С2
до С1 за промежуток времени от t1 до t2 , то в соответствии с определением,
скорость реакции равна:
v= -(С2-С1)/(t2-t1) = -ΔС/Δt.
Знак "−" в правой части уравнения обозначает следующее. По мере протекания
реакции (t2 - t1 > 0) концентрация реагентов убывает, следовательно, С2 - С1 <
0, а так как скорость реакции всегда положительна, то перед дробью следует
поставить знак"-".
Здесь С – молярная концентрация реагентов, которую выражают в моль/л,
соответственно, скорость реакции выражают в молъ/(л∙с).
Расчет средней скорости реакции.
Если известны величины концентрации какого-либо из реагирующих
веществ в начальный момент времени и через определенный промежуток, то
можно легко рассчитать среднюю скорость реакции. Для этого нужно
воспользоваться определением скорости и соответствующей расчетной
формулой:
v= -(С2-С1)/(t2-t1) = -ΔС/Δt
40
Например,
определить среднюю скорость химической реакции А + В = D, протекающей
в растворе, если известно, что исходная концентрация вещества В равнялась
1 моль/л. Через 10 минут концентрация вещества В уменьшилась до
0,25 моль/л.
Записываем краткое условие задачи и подставляем данные в расчетную
формулу.
Дано:
Решение:
C1(В) = 1 моль/л
v= -(С2-С1)/(t2-t1) = -ΔС/Δt
С2(В) = 0,25 моль/л
Δt = 10мин = 600с
Найти:
vреакции
vреакции = - (0,25 – 1)/600 =
=0,75/600 =1,25( молъ/(л∙с)).
Ответ: vреакции=1,25( молъ/(л∙с)).
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и от
условий, в которых реакция протекает. Важнейшими из них являются:
концентрация, температура и присутствие катализатора. Для гетерогенных
реакций еще и площадь поверхности раздела фаз, так как реакция протекает
именно на этой поверхности, а не во всем объеме системы.
Можно рассчитать, во сколько раз изменится значение скорости при
изменении величин концентраций реагирующих веществ, при изменении
температуры и при изменении площади поверхности для гетерогенных
реакций.
Расчет зависимости скорости от концентрации
Количественно зависимость между скоростью реакции и молярными
концентрациями реагирующих веществ описывается основным законом
химической кинетики — законом действующих масс.
Скорость химической реакции при постоянной температуре
пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Для реакции, записанной в общем виде
А+В=D
в соответствии с законом действующих масс зависимость скорости от
концентрации реагирующих веществ может быть представлена в виде
v = k CA CB
Здесь k — коэффициент, не зависящий от концентрации, называемый
константой скорости.
41
Гораздо реже реакция осуществляется путем столкновения трех
реагирующих частиц. Например, реакция типа
А + 2В = D
может протекать по механизму тройных столкновений:
А + В + В = D.
В этом случае, в соответствии с законом действия масс, можно записать
v = k CA CB CB = k CA CB2
Одновременное столкновение более чем трех частиц крайне
маловероятно. Поэтому реакции, в уравнения которых входит большое число
частиц, протекают в несколько стадий. Показатели степеней в
выражении
закона действующих масс в случае сложных реакций
определяются экспериментально.
При расчетах используются молярные концентрации веществ,
находящихся в растворе или в газовой фазе. В случае гетерогенных реакций
концентрации веществ в твердой фазе обычно не изменяются в ходе реакции
и поэтому не включаются в выражение закона действующих масс.
Для того, чтобы определить, во сколько раз изменится скорость реакции при
известном изменении концентрации, пользуются арифметическим приемом:
делят одну величину на другую.
Приведенные расчеты справедливы только для простых реакций,
протекающих в одну стадию
Например,
Во сколько раз увеличится скорость реакции 2А + В = D , если концентрацию
вещества А увеличить в 3 раза, а концентрацию вещества В не изменять.
Дано:
Решение:
2
С2(А) = 3C1(A)
v2 =k C2 (A) C2(B);
v1 =k C12(A) C1(B)
Найти:
v2 C22(A) C2(B)
=
v2/v1
v1 C12(A) C1(B)
∙
32
v2
1
=
12
v1
∙
1
v2
=9
v1
Ответ: скорость реакции увеличится в 9 раз.
42
Расчет зависимости скорости от температуры.
Для приближенной оценки изменения скорости широко используется
температурный коэффициент скорости реакции Вант-Гоффа – γ. Этот
коэффициент показывает, во сколько раз изменяется скорость реакции при
изменении температуры на определенную величину ΔТ . В большинстве
случаев при повышении температуры на 10° скорость гомогенной реакции
увеличивается в 2 - 4 раза (правило Вант-Гоффа).
Зная величину γ, можно рассчитать изменение скорости реакции при изменении
температуры от Т1 до Т2 по формуле
v (T2)/v(T1) = γ ((T2-T1)/10)
При повышении температуры в арифметической прогрессии скорость
возрастает в геометрической.
Например,
Определить, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении
температуры от 300 до 350К. Температурный коэффициент равен трем.
Дано:
Решение:
Т1 = 300К
v (T2)/v(T1) = γ ((T2-T1)/10)
Т2 = 350К
γ=3
v (T2)/v(T1) = 3((350-300)/10)
v (T2)/v(T1) = 35 = 243
Найти:
v (T2)/v(T1)
Ответ: скорость реакции возрастет в 243 раза.
Этот простой пример показывает, как сильно влияет температура на скорость
реакции.
Зависимость скорости от поверхности соприкосновения
Скорость гетерогенной реакции зависит не только от рассмотренных
выше факторов, но и от величины поверхности соприкосновения между
реагирующими веществами. Всякое увеличение поверхности приводит к
увеличению скорости реакции. Здесь прямая пропорциональная зависимость,
то есть, если площадь поверхности увеличить в 5раз, то и скорость реакции
увеличится в 5 раз. Но в связи с трудностями измерения площади
поверхности раздела фаз, обычно подобные расчеты не проводят
Зависимость скорости от катализатора
Увеличение скорости реакции в зависимости от катализатора
невозможно определить простым расчетом, т. к. здесь действуют различные
факторы в каждом случае.
43
ЗАДАНИЕ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ И ПОЛУЧЕНИЯ ДОПУСКА К РАБОТЕ НА ЗАНЯТИИ
При домашней подготовке необходимо:
− Самостоятельно изучить методические рекомендации к данной
практической работе, конспект и литературу по теме.
− Подготовить ответы на контрольные вопросы.
− Решить задачи
Контрольные вопросы
1. Что называют скоростью химической реакции?
2. Как зависит скорость реакции от концентраций реагирующих веществ?
Приведите расчетную формулу.
3. Как изменяется скорость химической реакции от температуры?
Приведите расчетную формулу.
Задачи
1. Определить среднюю скорость реакции, если в начале реакции
концентрация одного из реагентов равнялась 0,7моль/л, а через 1мин.
стала равна 0,1 моль/л.
2. Во сколько раз увеличится скорость реакции
2NO + O2 = 2NO2
если увеличить концентрацию NO в 3 раза?
3. Как изменится скорость реакции при повышении температуры на 20
градусов, если температурный коэффициент равен 2,5?
РАБОТА НА ЗАНЯТИИ
В расчетной части практической работы необходимо определить
среднюю скорость химической реакции, производить расчеты на основе
закона действия масс и на основе правила Вант-Гоффа.
Расчет средней скорости реакции.
Задача 1. Определить среднюю скорость реакции А + В = D по
изменению концентрации одного из реагентов. Исходные данные
приведены в таблице:
№
С1(А)
С2(А)
С1(В)
С2(В)
С1(D)
C2(D)
Δt
варианта
моль/л
моль/л
моль/л
моль/л
моль/л
моль/л
сек
1
2
3
5,0
5,0
5,5
4,3
3,7
3,5
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
90
60
100
44
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
5.5
4,0
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
3,0
2,6
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
1,0
1,5
2,0
2,5
3,0
–
–
–
–
–
–
–
0,2
0,9
1,4
1,8
1,3
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
0,0
1,0
0,0
2,0
2.5
–
–
–
–
–
–
–
4,1
2,8
3,9
4,6
5,5
120
120
100
120
60
90
180
240
180
200
120
100
Расчет зависимости скорости от концентрации
Задача 2. Определить, во сколько раз изменится величина скорости реакции
А + В = D, если величины концентраций изменяются следующим образом:
№
С1(А)
С1(В)
С2(А)
С2(В)
варианта
моль/л
моль/л
моль/л
моль/л
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
2
6
9
8
10
18
14
16
18
20
11
24
26
14
30
5
4
3
12
15
18
14
8
18
30
22
12
26
28
15
45
Расчет зависимости скорости от температуры
Задача 3. Определить, во сколько раз изменится величина скорости реакции
при изменении температуры от Т1 до Т2. Величины температур и
температурного коэффициента γ приведены в таблице.
№
варианта
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Т1, К
Т2, К
γ
298
259
273
372
395
256
347
292
296
314
328
354
295
372
412
308
289
293
392
415
276
377
332
326
334
358
404
335
402
452
2,5
2,5
2,5
2,5
2,5
3
3
3
3
3
2
2
2
2
2
Решение всех задач необходимо оформить в соответствии с образцом отчета.
46
ОТЧЕТ
Практическая работа №7
Скорость химических реакций
Выполнил студент…………..…………………….
фамилия, инициалы
Группа №……….
Цель работы:……………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
…
………………………………………………………………………………………
Вариант №………
Расчет средней скорости реакции.
Задача 1. Определить среднюю скорость реакции А + В = D по изменению
концентрации одного из реагентов.
1. Дано:
Решение:
Найти:
Ответ:
Расчет зависимости скорости от концентрации
Задача 2. Определить, во сколько раз изменится величина скорости реакции
А + В = D, если известны величины начальных концентраций реагирующих
веществ и значения концентраций через определенный отрезок времени
1. Дано:
Решение:
Найти:
Ответ:
47
Расчет зависимости скорости от температуры
Задача 3. Определить, во сколько раз изменится величина скорости реакции
при изменении температуры от Т1 до Т2, если температурный коэффициент
известен.
1. Дано:
Решение:
Найти:
Ответ:
48
Практическая работа 8.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Цель работы
• Научиться определять направление смещения химического равновесия
в зависимости от концентрации, температуры и давления
• Научиться определять условия протекания обратимой реакции в
нужном направлении
• Разработать технологические способы управления химическими
реакциями
Пояснения к работе
Обратимые реакции.
Химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в
противоположных направлениях, называются обратимыми.
При написании уравнений обратимых реакций вместо знака равенства ставят
две противоположно направленные стрелки.
Уравнение обратимой реакции запишется следующим образом
N2 + 3H2  2NH3
Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой, справа налево обратной .
В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет
максимальное значение, а затем уменьшается вследствие уменьшения
концентрации исходных веществ. И наоборот, обратная реакция в начальный
момент имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере
нарастания концентрации продуктов реакции. Наконец, наступает такой
момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными.
Состояние, в котором скорость обратной реакции становится равной
скорости прямой реакции, называется химическим равновесием.
Состояние химического равновесия при неизменных внешних условиях
теоретически может сохраняться бесконечно долго. В реальной
действительности, при изменении температуры, давления или концентрации
реагентов, равновесие может "сместиться" в ту или иную сторону протекания
процесса.
Принцип Ле Шателье.
Изменения, происходящие в системе в результате внешних воздействий,
определяются принципом Ле Шателье.
49
Внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии
равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении,
ослабляющем это воздействие.
Внешнее воздействие на систему изменяет соотношение между скоростями
прямого и обратного процесса, благоприятствуя тому из них, который
противодействует внешнему влиянию.
Принцип Ле Шателье универсален, так как применим не только к химическим
процессам, но и к физическим, таким, как плавление, кипение и т.д.
Применительно к трем основным типам внешнего воздействия — изменению
концентрации, давления и температуры —
принцип
Ле
Шателье
трактуется следующим образом.
Воздействие концентрации
При увеличении концентрации одного из реагирующих, веществ
равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, при уменьшении
концентрации равновесие смещается в сторону образования этого вещества.
Таким образом, при увеличении концентрации исходных веществ
равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, то есть
“вправо”. При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие
смещается в сторону образования исходных веществ, то есть “влево”
Например,
рассмотрим гомогенную реакцию с участием газообразных веществ:
N2 + 3H2  2NH3
В этой реакции можно регулировать концентрацию каждого из трех веществ:
СN2 , СH2 , СNH3 .
Как повлияет на равновесие увеличение каждой концентрации?
Применим принцип Ле Шателье.
При увеличении концентрации азота (↑СN2) равновесие сместится в
сторону расходования этого вещества, то есть в сторону продуктов реакции (→)
При увеличении концентрации водорода (↑СH2) равновесие также
сместится в сторону расходования этого вещества, то есть в сторону продуктов
реакции (→)
При увеличении концентрации аммиака (↑СNH3) равновесие сместится в
сторону расходования этого вещества, то есть на этот раз в сторону исходных
веществ (←)
При уменьшении концентраций зависимости обратные.
Воздействие давления
Влияние давления очень напоминает эффект изменения концентраций
реагирующих веществ, но сказывается оно только на газовых системах.
50
Сформулируем общее положение о влиянии давления на химическое
равновесие.
При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения
количеств газообразных веществ, т.е. в сторону понижения давления; при
уменьшении давления равновесие смещается в сторону возрастания количеств
газообразных веществ, т.е. в сторону увеличения давления. Если реакция
протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не
влияет на положение равновесия в этой системе.
Таким образом,
−
если прямая реакция протекает с увеличением числа газообразных
молекул, то при увеличении давления равновесие сместится в сторону обратной
реакции, то есть “влево”
−
если прямая реакция протекает с уменьшением числа газообразных
молекул, то при увеличении давления равновесие сместится “вправо”
−
при неизменном числе газообразных молекул изменение давления не
смещает равновесия.
Например,
рассматриваемая реакция протекает с уменьшением числа газообразных частиц,
следовательно, с уменьшением давления:
N2 + 3H2  2NH3
4моль  2моль
При увеличении внешнего давления (↑Р)равновесие сместится в сторону его
уменьшения (→)
При снижении внешнего давления (↓Р) равновесие сместится в сторону его
увеличения (←)
Воздействие температуры
При изменении температуры изменяются как прямая, так и обратная реакции,
но в разной степени. Следовательно, для выяснения влияния температуры на
химическое равновесие необходимо знать знак теплового эффекта реакции: (+
Q) − реакция экзотермическая, (− Q) − реакция эндотермическая
При повышении температуры равновесие смещается в сторону
эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону
экзотермической реакции.
Например,
рассматриваемая реакция в прямом направлении является экзотермической, то есть
протекает с выделением тепла.
N2 + 3H2  2NH3 + Q
51
При увеличении температуры (↑Т), то есть при подводе тепла, равновесие
сместится в сторону, противоположную действию этого фактора (←)
При уменьшении температуры (↓Т) равновесие также сместится в сторону,
противоположную действию этого фактора, то есть в сторону прямой
экзотермической реакции, (→)
Воздействие катализатора
Под действием катализатора происходит снижение энергии активации
как прямой, так и обратной реакции, их скорости увеличиваются одинаково,
следовательно, равновесие не смещается. Катализатор не влияет на
смещение равновесия.
Рассмотренная нами реакция лежит в основе синтеза аммиака и
важнейшей технологической задачей является увеличение выхода продукта
реакции. Для этого необходимо при помощи внешних факторов сместить
равновесие в сторону прямой реакции (→)
Определим, какие из факторов действовали в нужном направлении:
 ↑СN2
 ↑СH2
 ↑Р
 ↓Т
Таким образом, для протекания данной реакции в прямом направлении
необходимо:
 Увеличение концентраций исходных веществ (обычно это достигается
предварительной очисткой)
 Проведение реакции при повышенном давлении (использование
компрессоров)
 Снижение температуры реакционной среды (использование охлаждающего
теплообменника).
Но снижение температуры резко снижает скорость реакции. Чтобы по этой
причине не снизилась производительность, используют катализатор.
ЗАДАНИЕ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ И ПОЛУЧЕНИЯ ДОПУСКА К РАБОТЕ НА ЗАНЯТИИ
При домашней подготовке необходимо:
− Самостоятельно изучить методические рекомендации к данной
практической работе, конспект и литературу по теме.
− Подготовить ответы на контрольные вопросы.
− Решить задачи
Контрольные вопросы
52
1. Какие химические реакции называют обратимыми? Что такое
химическое равновесие?
2. Охарактеризуйте влияние внешних факторов на состояние равновесия
в соответствии с принципом Ле Шателье.
Задачи
4. Определить направление смещения равновесия реакции
2NO + O2  2NO2 - Q
если
параметры
изменяются
следующим
образом:
↑CNO , ↓CO2 , ↓CNO2 , ↓P , ↑T .
5. Укажите, как необходимо изменить внешние параметры, чтобы
сместить равновесие в сторону прямой реакции.
РАБОТА НА ЗАНЯТИИ
Задание 1. Для указанной в вашем варианте обратимой химической реакции
определить направление смещения равновесия при изменении внешних
факторов, указанных в таблице.
Задание 2. Определите, как нужно изменить условия протекания указанной
реакции, чтобы равновесие сместилось в сторону прямой реакции.
№
варианта
уравнение
реакции
концентрация концентрация
реагентов
продуктов
Р
Т
1
2
3
C2H6(г)  C2H4(г) + H2(г) – Q
H2(г) + Br2(г)  2HBr(г) + Q
3O2(г)  2O3(г) – Q
↓
↓
↓
↑
↑
↑
↑
↑
↓
↑
↑
↓
4
5
6
7
8
9
10
11
N2(г) + O2(г)  2NO(г) – Q
H2(г) + I2(г)  2HI(г) + Q
2SO2(г) + O2(г)  2SO3(г) + Q
2HgO(тв)  2Hg(тв) +O2(г) – Q
N2O4(г)  2NO2(г) – Q
PCl5(г)  PCl3(г) + Cl2(г) + Q
2NO(г)  N2(г) + O2(г) + Q
2CO(г) + O2(г)  2CO2(г) + Q
↑
↑
↑
─
↓
↓
↑
↑
↓
↓
↓
↑
↑
↑
↑
↑
↓
↑
↑
↓
↓
↓
↓
↑
↓
↑
↑
↑
↑
↑
↑
↓
12
13
14
15
C2H6(г)  2C(тв) + 3H2(г) – Q
C2H4(г) + H2(г)  C2H6(г) + Q
CO(г) + 2H2(г)  CH3OH(г) +Q
CH4(г)+H2O(г)3H2(г)+CO(г)–Q
↑
↓
↓
↓
↑
↓
↓
↓
↑
↑
↑
↑
↓
↓
↓
↓
Ответ на задания оформить в соответствии с образцом отчета.
53
ОТЧЕТ
Практическая работа №8
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Выполнил студент…………..…………………….
фамилия, инициалы
Группа №……….
Цель работы:……………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
Вариант №………
Задание 1. Для указанной в вашем варианте обратимой химической реакции
определить направление смещения равновесия при изменении внешних
факторов, указанных в таблице.
уравнение
реакции
С(
)
С(
Р
)
Т
смещение равновесия
Задание 2. Определите, как нужно изменить условия протекания указанной
реакции, чтобы равновесие сместилось в сторону прямой реакции.
уравнение
реакции
С(
)
54
С(
)
Р
Т
смещение
равновесия
Практическая работа 9.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ МЕТОДОМ ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА
Цель
работы:
научиться
составлять
уравнения
восстановительных реакций методом электронного баланса.
окислительно-
Пояснения к работе
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
– это химические реакции, при которых происходит изменение степени
окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Степень окисления
– это условный заряд элемента в веществе. Степень окисления
рассчитывается из предположения, что все связи в веществе – ионные.
Изменение степени окисления происходит в результате отдачи или
принятия электронов атомами, молекулами или ионами.
Степень окисления может принимать отрицательное, положительное и
нулевое значение. Отрицательное значение степени окисления у тех атомов,
которые приняли электроны от других атомов (или в их сторону произошло
смещение электронов). Положительная степень окисления определяется
числом электронов, оттянутых от данного атома. Степень окисления атомов в
простом веществе равна нулю
Окисление
– процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами
Восстановление
– процесс принятия электронов атомами, молекулами или ионами
.
Восстановители
– атомы, молекулы или ионы, которые в процессе окисления отдают
электроны другим частицам. Типичными восстановителями являются
атомы, на внешнем энергетическом уровне которых имеется от 1 до 3
электронов. К этой группе восстановителей относятся металлы;
например Cu. Bосстановительные свойства могут проявлять и
неметаллы, например, водород, углерод. Восстановителями могут быть
также отрицательно заряженные ионы неметаллов, так как они
способны отдавать избыточные электроны.
Окислители
– атомы, молекулы или ионы, которые в процессе восстановления
принимают электроны от других частиц. Типичными окислителями
55
являются атомы элементов, на внешнем энергетическом уровне
которых имеется 7, 6 или 5 электронов. Из простых веществ самый
сильный окислитель – фтор. Очень сильными окислителями
оказываются вещества, содержащие элементы в высшей степени
окисления. Например, концентрированная азотная кислота HNO3 (N+5).
Правила определения степени окисления (с.о.) элементов в веществах
1) в простых веществах степень окисления элементов равна нулю
(с.о. = 0)
2) в сложных веществах степень окисления кислорода равна минус двум
(с.о.(О) = (–2))
3) в сложных веществах степень окисления водорода равна плюс одному
с.о.(Н) = (+1))
4) в сложных веществах степень окисления металлов равна заряду
соответствующего иона. (с.о.(Ме) = (n+)) Заряды ионов удобно
определять при помощи таблицы растворимости.
5) в остальных случаях степень окисления рассчитываются. Расчет
основан на том, что вещество в целом нейтрально, то есть сумма
положительных степеней окисления должна быть равна сумме
отрицательных степеней окисления.
В химической формуле степень окисления записывается над знаком
элемента справа.
Например, определить степени окисления элементов в серной кислоте Н2SO4
Воспользуемся правилами
В сложных веществах степень окисления водорода равна плюс одному:
+1
Н , число атомов водорода равно двум, итого два плюса.
В сложных веществах степень окисления кислорода равна минус двум:
-2
О , число атомов кислорода равно четырем, итого восемь минусов.
Для того, чтобы сумма плюсов равнялась сумме минусов, недостает шести
плюсов. Значит, степень окисления серы равна плюс шести:S+6.
Проверка: +2 + 6 – 8 = 0
Окончательная запись: H2+1 S+6O4-2
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Метод электронного баланса.
Суть метода в нахождении стехиометрических коэффициентов в уравнениях
ОВР путем составления баланса отданных и принятых электронов
Рассмотрим последовательность действий на примере. Дана схема ОВР:
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
1) определяем степень окисления каждого элемента (см. правила)
K+1Mn+7O4-2 + Na2+1S+4O3-2 + H2+1S+6O4-2 = Mn+2S+6O4-2 + Na2+1S+6O4-2 +
K2+1S+6O4-2 + H2+1O-2
56
2) выделяем те элементы, которые изменили степень окисления и
выписываем их для составления баланса. В левую часть баланса –
элемент в степени окисления, которая была до реакции. В правую часть
баланса – элемент в степени окисления после реакции.
Mn+7
→ Mn+2
S+4
→ S+6
3) определяем число отданных и принятых электронов.
Mn+7 + 5e → Mn+2
S+4 - 2e → S+6
4) подбираем множители так, чтобы число отданных электронов
равнялось числу принятых
Mn+7 + 5e → Mn+2(*2)
S+4 - 2e → S+6 (*5)
5) указываем процессы, определяем элемент-окислитель и элементвосстановитель.
окислитель Mn+7 + 5e → Mn+2 (*2) восстановление
восстановитель S+4 - 2e → S+6 (*5) окисление
6) Найденные в п.4 множители подставляем в правую часть исходной
схемы перед формулами соответствующих веществ.
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + H2O
7) уравниваем элементы в следующей последовательности:
 окислитель и восстановитель
 металлы
 неметаллы
 водород
 проверяем по кислороду.
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 +5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O
проверка:
35 = 35
Работа на занятии
Часть 1.
Составьте схемы процессов окисления и восстановления для реакций,
уравнения которых записаны ниже. Все ли реакции можно отнести к
окислительно-восстановительным? Почему?
Вариант 1
1) NaOH + НС1 →NaCl + Н2О
2) Hg + H2SO4 →HgSO4 + SO2 + H2O
3) Cu(OH)2 →CuO + H2O
4) HC1 + MnO2 →MnCl2 + Cl2↑+ H2O
5) Pb + HNO3 →Pb(NO3)2 + NO↑ + H2O
57
Вариант 2
1) H2SO4 + Си →CuSO4 + SO2↑ + Н2О
2) Zn(OH)2 + H2SO4→ZnSO4 + H2O
3) НС1 + KMnO4 → Cl2↑ + KC1 + MnCl2 + H2O
4) NaI + AgNO3 → AgI + NaNO3
5) Al + HNO3 →A1(NO3)3 + NH4NO3 + H2O
Вариант 3
1) FeS + HNO3→ Fe(NO3)3 + H2SO4 + NO2↑ + H2O
2) HBr + KMnO4 →MnBr2 + Br2 + KBr + H2O
3) CaCO3 → CaO + CO2
4) HC1 + CrO3 → CrCl3 + Cl2↑ + H2O
5) NaOH + P2O5→Na3PO4 + H2O
Вариант 4
1) Со + HNO3 →Co(NO3)3 + NO↑+ Н2О
2) Сu2О + HNO3 →Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O
3) КОН + СО2 →К2СО3 + Н2О
4) AgNO3 + NaCl →NaNO3 + AgCl↓
5) PbO2 + HC1 →PbCl2 + C12↑+ H2O
Вариант 5
1) Fe + HNO3 →Fe(NO3)3 + NO↑ + H2O
2) NaOH + SiO2 →Na2SiO3 + H2O
3) MnO2 + HBr →Br2 + MnBr2 + H2O
4) Na2S + HNO3 →NaNO3 + NO↑ + S>1 + H2O
5) NH3 + H2SO4 →(NH4)2SO4
Вариант 6
1) РbО + HNO3 →Pb(NO3)2 + Н2О
2) NH3 + Br2 →NH4Br + N2↑
3) Cu2S + HNO3 →H2SO4 + Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
4) Na2CO3 + HC1 →NaCl + CO2↑ + H2O
5) FeS2 + O2 →Fe2O3 + SO2
Вариант 7
1) FeCr2O4 + К2СО3 + О2→K2CrО4 + Fe2O3 + СО2
2) FeSO3 + КМnО4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
3) Cu2S + O2 →CuO + SO2
4) Ca(OH)2 + Zn(NO3)2 →Zn(OH)2 + Ca(NO3)2
5) NaHCO3 →Na2CO3 + CO2↑+ H2O
Вариант 8
1) СоС12 + F2 →CoF3 + Cl2
2) К3РО4 + AgNO3 →KNO3 + Ag3PO4
58
3) Cu(OH)2 + HNO3 →Cu(NO3)2 + H2O
4) FeBr2 + Cl2 →FeCl3 + Br2
5) FeSO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 →Fe2(SO4)3 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
Вариант 9
1) Ва + Н2О →Ва(ОН)2 + Н2↑
2) СаО + Н2 О→Са(ОН) 2
3) ВаН2 + Н2О →Н2↑ + Ва(ОН)2
4) KNO2 + KMnO4 + Н2О →KNO3 + MnO2
5) Fe(OH)2 + НСl →FeCl2 + Н2О
Вариант 10
1) FeS + HC1 →FeCl2 + H2S
2) MgCO3 →MgO + CO2
3) NaNO3 →NaNO2 + O2
4) NO2 + H2O →HNO3 + NO2
5) PH3 + O2 →P2O5 + H2O
Вариант 11
1) Fe(OH)2 + О2 + Н2О →Fe(OH)3
2) А12О3 + H2SO4 →A12(SO4)3 + Н2О
3) S + H2SO4 →SO2 + Н2О
4) Н3РО3 + КМnО4 + H2SO4 →Н3РО4 + K2SO4 + MnSO4 + Н2О
5) ВаС12 + Na2SO4 →BaSO4 + NaCl
Вариант 12
1) KNO3 →KNO2 + О2
2) Са(ОН)2 + С12 →СаС12 + Са(ОС1)2 + Н2О
3) NaOH + SiO2 →Na2Si0 3
4) FeBr3 + AgNO3 →Fe(NO3)3 + AgBr
5) Mg + CO2 →MgO + С
Вариант 13
1) Ва(ОН)2 + N2O5 →Ba(NO3)2 + Н2О
2) С + НNO3→СО2 + NO2 + Н2О
3) Pb(NO3)2 + K2S →PbS + KNO3
4) РН3 + KMnO4 + НС1 →H3PO4 + KC1 + MnCl2 + H2O
5) NH4NO2 →N2 + H2O
Вариант 14
1) КОН + Cl2 →KC1 + КОСl + Н2О
2) SO3 + Н2О →H2SO4
3) H 2 +N 2 →NH 3
4) Pb(NO3)2 + NaBr →PbBr2 + NaNO3
5) Au + HNO3 + HC1 →AuCl3 + NO2 + H2O
59
Вариант 15
1) Na2SiO3 + H2SO4 →Na2SO4 + H2SiО3
2) Sb + HNO3 →HSbO3 + NO2↑ + H2O
3) KMnO4 + Na3AsО3 + KOH →Na3As04 + K2MnO4 + H2O
4) (NH4)2Cr2O7 →N2 + Cr2O3 + H2O
5) KOH + FeCl3 →KC1 + Fe(OH)3
Часть 2.
По данным таблицы:
 составить молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции методом
электронного баланса ;
 указать, какое вещество является окислителем и за счет какого химического элемента;
 указать, какое вещество является восстановителем и за счет какого химического
элемента
№
вар
1
2
3
4
5
6
№
вар
Исходные вещества
Продукты реакции
Перманганат калия, нитрит калия, серная
кислота
Нитрат калия, сульфат железа(II), серная
кислота
Медь, азотная кислота разбавленная.
Цинк, азотная кислота разбавленная
Перманганат калия, соляная кислота
Медь, серная кислота концентрированная
Нитрат калия, сульфат калия,
сульфат марганца(II), вода
Сульфат железа(III), оксид азота(II), сульфат
калия, вода
Нитрат меди(II), оксид азота(II), вода
Нитрат цинка, нитрат аммония, вода.
Хлорид калия, хлорид марганца(II), хлор, вода.
Сульфат меди(II), оксид серы(IV), вода
Исходные вещества
Продукты реакции
7
Сульфат железа(II), серная кислота, пероксид
водорода.
Сульфат железа(III), вода
8
Дихромат калия, серная кислота, иодид калия.
Йод, сульфат калия, сульфат хрома(III), вода.
9
Оксид свинца(IV), азотная кислота, нитрат
марганца(II).
Марганцевая кислота, нитрат свинца(II), вода.
10
Серебро, азотная кислота разбавленная.
Нитрат серебра, оксид азота(IV), вода.
11
Соляная кислота, оксид марганца(IV).
Сульфид калия, перманганат калия, серная
кислота.
Сульфид свинца, азотная кислота
Хлорид марганца(II), хлор, вода.
12
13
Сульфат калия, сульфат марганца, вода
Сера, нитрат свинца (II), оксид азота (II)
14
Сульфит натрия, перманганат калия,
гидроксид калия
Сульфат натрия, манганат калия
15
Сульфит натрия, перманганат калия, вода
Сульфат натрия, оксид марганца(IV), гидроксид
калия
60
Практическая работа 9.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ МЕТОДОМ ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА
Отчет
Выполнил студент…………..…………………….
фамилия, инициалы
Группа №……….
Цель работы:……………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
Вариант №………
Часть 1.
1)
2)
3)
4)
5)
Часть 2.
1)
Окислитель: _________ за счет атомов ___
Восстановитель: _________ за счет атомов ___
61
Практическая работа 10.
ЭЛЕКТРОЛИЗ.
СОСТАВЛЕНИЕ СХЕМ ЭЛЕКТРОЛИЗА РАСПЛАВОВ И РАСТВОРОВ СОЛЕЙ.
Цель работы: научиться составлять схемы электролиза расплавов и
растворов солей и определять продукты электролиза.
Пояснения к работе:
Электролиз
– это совокупность окислительно-восстановительных реакций,
протекающих на электродах при прохождении электрического тока
через расплав или раствор электролита.
В растворах и расплавах электролитов вещества диссоциируют на ионы
(катионы и анионы). Ионы находятся в хаотическом движении. Если в такой
раствор или расплав, например, в расплав хлорида натрия (NaCl), погрузить
инертные (графитовые) электроды и пропустить постоянный электрический
ток, то ионы будут двигаться к электродам:
катионы Na+ – к катоду,
анионы Cl-– к аноду
Ионы Na+, достигнув катода, принимают от него электроны и
восстанавливаются:
Na+ + е- = Na
А хлорид-ионы , отдав электроны аноду, окисляются:
2Cl- - 2е- = Cl2
В итоге на катоде выделяется металлический натрий, анна аноде
молекулярный хлор. Суммарное уравнение электролиза хлорида натрия:
эл. ток
2NaCl → 2 Na + Cl2
Эта реакция является окислительно-восстановительной: на аноде протекает
процесс окисления, на катоде – процесс восстановления.
Сущность электролиза состоит в осуществлении за счет электрической
энергии химических реакций – восстановления на катоде и окисления на
аноде. При этом катод отдает электроны катионам (является
восстановителем). Анод принимает электроны от анионов (является
окислителем).
Электролиз водных растворов электролитов.
При электролизе растворов в окислительно-восстановительных процессах на
электродах могут участвовать молекулы воды. На каждом электроде в
растворе может протекать одновременно несколько процессов. Для
62
определения наиболее вероятного из процессов исходят из положения., что
протекает та реакция, которая требует наименьших затрат энергии.
При электролизе растворов солей с инертными электродами используют
следующие правила.
Определение продуктов на катоде
Для определения продуктов на катоде используют
электрохимический ряд напряжений металлов
Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Pd Pt Au
Ряд напряжений характеризует окислительно-восстановительные свойства
металлов. Восстановительная способность простых веществ – металлов в
этом ряду уменьшается слева направо, а окислительная способность
соответствующих катионов в водном растворе слева направо увеличивается.
Соответственно лучшими окислителями являются катионы металлов,
стоящих слева от водорода. При восстановлении на катоде в водном растворе
им нет “конкурентов”. Для катионов остальных металлов конкурирующим
процессом будет восстановление молекул растворителя – воды:
2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОНC учетом этого процесса ряд напряжений можно условно разделить на три
участка:
Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Pd Pt Au
I
II
III
n+
n+
Me
Me
Men+
H2O
H2O
H2O
I участок
Катионы металлов I участка в водных растворах не восстанавливаются на
катоде, восстанавливаются только молекулы воды.
II участок
В водных растворах на катоде идут одновременно два процесса –
восстановление катионов металла и восстановление молекул воды.
III участок
Восстанавливаются только катионы металлов.
Определение продуктов на аноде
Для определения продуктов на аноде можно использовать ряд анионов
S2- I- Br- Cl- OH- F- SO42- NO3- CO32- PO43I
II
nnAn
An
H2O
H2O
63
I участок
Анионы I участка окисляются на аноде, молекулы воды – нет.
II участок
Анионы II участка не окисляются на аноде, молекулы воды – окисляются:
2Н2О – 4е- = О2 + 4Н+
Для более точного определения продуктов на электродах пользуются таблицей стандартных электродных
потенциалов.
Вопросы для самопроверки
1. Какие реакции называют окислительно-восстановительными?
2. Что такое степень окисления?
3. Какие вещества называю окислителями, какие – восстановителями?
Приведите примеры.
4. Как изменяются окислительно-восстановительные свойства элементов
в периодической системе элементов Д.И. Менделеева?
5. В чем состоит сущность электролиза?
Работа на занятии:
ВАРИАНТ №1
Составьте электронные уравнения анодных и катодных процессов,
протекающих при проведении электролиза расплавов и водных растворов
фторида натрия и хлорида калия на графитовых электродах.
ВАРИАНТ №2
Составьте электронные уравнения анодных и катодных процессов,
протекающих при проведении электролиза расплавов и водных растворов
бромида цезия и хлорида рубидия на графитовых электродах.
ВАРИАНТ №3
Напишите электронные уравнения электродных процессов для
электролиза расплавов хлоридов кальция и стронция на графитовых
электродах и электролиза водного раствора хлорида радия на платиновых
электродах.
ВАРИАНТ №4
Составьте электронные уравнения анодных и катодных процессов,
протекающих при проведении электролиза расплавов и водных растворов
бромида натрия и хлорида лития на графитовых электродах.
ВАРИАНТ №5
Составьте электронные уравнения анодных и катодных процессов,
протекающих при проведении электролиза расплавов и водных растворов
фторида калия и хлорида рубидия на графитовых электродах.
64
ВАРИАНТ №6
Напишите электронные уравнения электродных процессов для
электролиза расплавов хлоридов кальция и стронция на графитовых
электродах и электролиза водных растворов нитрата серебра и сульфата меди
на платиновых электродах.
ВАРИАНТ №7
Составьте электронные уравнения анодных и катодных процессов,
протекающих при проведении электролиза расплавов и водных растворов
фторида натрия и хлорида калия на графитовых электродах.
ВАРИАНТ №8
Составьте электронные уравнения анодных и катодных процессов,
протекающих при проведении электролиза расплавов и водных растворов
бромида цезия и хлорида рубидия на графитовых электродах.
ВАРИАНТ №9
Напишите электронные уравнения электродных процессов для
электролиза расплавов хлоридов кальция и стронция на графитовых
электродах и электролиза водных растворов хлорида радия и хлорида никеля
на платиновых электродах.
ВАРИАНТ №10
Составьте электронные уравнения анодных и катодных процессов,
протекающих при проведении электролиза расплавов и водных растворов
хлорида кальция и фторида лития на графитовых электродах.
ВАРИАНТ №11
Составьте электронные уравнения анодных и катодных процессов,
протекающих при проведении электролиза расплавов и водных растворов
фторида калия и хлорида рубидия на графитовых электродах.
ВАРИАНТ №12
Напишите электронные уравнения электродных процессов для
электролиза расплавов хлоридов кальция и стронция на графитовых
электродах и электролиза водных растворов сульфата железа (3) и сульфата
железа (2) на платиновых электродах.
ВАРИАНТ №13
Составьте электронные уравнения анодных и катодных процессов,
протекающих при проведении электролиза расплавов и водных растворов
хлорида кальция и фторида лития на графитовых электродах.
65
ВАРИАНТ №14
Составьте электронные уравнения анодных и катодных процессов,
протекающих при проведении электролиза расплавов и водных растворов
фторида калия и хлорида рубидия на графитовых электродах.
ВАРИАНТ №15
Напишите электронные уравнения электродных процессов для
электролиза расплавов хлоридов кальция и стронция на графитовых
электродах и электролиза водных раствора сульфата меди и карбоната
натрия на платиновых электродах.
Для каждой соли напишите уравнение электролитической
диссоциации, процессы на катоде и на аноде, укажите продукты электролиза.
66
Практическая работа 10.
ЭЛЕКТРОЛИЗ.
СОСТАВЛЕНИЕ СХЕМ ЭЛЕКТРОЛИЗА РАСПЛАВОВ И РАСТВОРОВ СОЛЕЙ.
Отчет Вариант №………
Выполнил студент…………..…………………….
Цель работы:……………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
Формула соли: ______________
Уравнение электролитической диссоциации:
_________________________________________________
Процессы:
на катоде
на аноде
Продукты электролиза:
Формула соли: ______________
Уравнение электролитической диссоциации:
_________________________________________________
Процессы:
на катоде
на аноде
Продукты электролиза:
Формула соли: ______________
Уравнение электролитической диссоциации:
_________________________________________________
Процессы:
на катоде
на аноде
Продукты электролиза:
Формула соли: ______________
Уравнение электролитической диссоциации:
_________________________________________________
Процессы:
на катоде
на аноде
Продукты электролиза:
67
Литература
Габриелян О.С. Химия: учеб. для студ. проф. учеб. заведений / О.С.
Габриелян, И.Г. Остроумов. – М., 2011.
Габриелян О.С. Химия в тестах, задачах, упражнениях: учеб. пособие
для студ. сред. проф. учебных заведений / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова – М.,
2009.
Габриелян О.С. Практикум по общей, неорганической и органической
химии: учеб. пособие для студ. сред. проф. учеб. заведений / Габриелян О.С.,
Остроумов И.Г., Дорофеева Н.М. – М., 2010.
68
Оглавление
Предисловие................................................................................................................................................................. 3
Правила выполнения практических работ ................................................................................................................ 4
Практическая работа 1 ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ ФОРМУЛЫ УГЛЕВОДОРОДА................................................. 5
Практическая работа 2 АЛКАНЫ. СОСТАВЛЕНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФОРМУЛ И НАЗВАНИЙ ........................................... 8
Практическая работа 3. ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ МЕЖДУ УГЛЕВОДОРОДАМИ И КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИМИ
ОРГАНИЧЕСКИМИ ВЕЩЕСТВАМИ ................................................................................................................................. 13
Практическая работа 4. ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ НА ОСНОВАНИИ ИХ ПОЛОЖЕНИЯ В
ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ. ....................................................................................................................................... 20
Практическая работа 5. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ
ОПРЕДЕЛЕННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ ................................................................................................................................ 25
Практическая работа 6. СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ИОННОГО ОБМЕНА В МОЛЕКУЛЯРНОЙ И ИОННОЙ
ФОРМАХ ....................................................................................................................................................................... 32
Практическая работа 7. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ .................................................................................... 40
Практическая работа 8. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ............................................................................................... 49
Практическая работа 9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ МЕТОДОМ
ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА ........................................................................................................................................... 55
Практическая работа 10. ЭЛЕКТРОЛИЗ. СОСТАВЛЕНИЕ СХЕМ ЭЛЕКТРОЛИЗА РАСПЛАВОВ И РАСТВОРОВ СОЛЕЙ.... 62
Литература…………………………………………………………………………………………………….……..68
69