Химия: Методические указания к выполнению лабораторных работ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

СЕВЕРО-ЗАПАДНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЗАОЧНЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра химии

ХИМИЯ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

Энергетический факультет Специальности подготовки дипломированных специалистов – все; Факультет информационных технологий и систем управления Специальности подготовки дипломированных специалистов – все, кроме 220100 – вычислительные машины, комплексы, системы и сети Факультет радиоэлектроники Специальности подготовки дипломированных специалистов – все; Факультет экономики и управления на автомобильном транспорте Специальности подготовки дипломированных специалистов – все; Экономико-гуманитарный факультет Специальности подготовки дипломированных специалистов – все, кроме 060400 – финансы и кредит, 061100 – менеджмент организации; Факультет технологии и автоматизации управления в машиностроении Специальности подготовки дипломированных специалистов – все, кроме 330200 – инженерная защита окружающей среды (химическая промышленность); Факультет системного анализа и естественных наук Специальности подготовки дипломированных специалистов – все. Направления подготовки дипломированных специалистов – все специальности Направления подготовки бакалавров – все специальности Санкт-Петеpбург 2005

Утверждено редакционно-издательским советом университета УДК 54(07) ХИМИЯ: МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ. - СПб.: СЗТУ, 2005. - 114 с.

ВЫПОЛНЕНИЮ

Настоящее издание предназначено студентам 1 курса всех инженернотехнических (нехимических) специальностей за исключением специальностей: 220100 – «Вычислительные машины, комплексы, системы и сети», и всех направлений, 060400 – «Финансы и кредит», 061100 – «Менеджмент организации», 330200 – «Инженерная защита окружающей среды (химическая промышленность)». Методические указания содержат описания методик выполнения лабораторных опытов. Кратко рассмотрены теоретические положения тем "Химическая кинетика и химическое равновесие", "Растворы электролитов", "Окислительно-восстановительные реакции", "Основы электрохимии". Приведены примеры и решения типичных задач и образцы тестов, необходимые для самостоятельной подготовки студентов к сдаче коллоквиумов по темам лабораторных работ. Рассмотрено на заседании кафедры химии 20 июня 2005 г., одобрено методической комиссией факультета технологии веществ и материалов 23 июня 2005г. Рецензенты: кафедра химии СЗТУ (зав. кафедpой Г.С. Зенин, д-р техн. наук, пpоф.); М. С. Гутенев, д-р хим. наук, проф. кафедры общей химии Санкт-Петербургского технического университета. Составитель И.А. Пресс, канд. хим. наук, проф.

© Северо-Западный государственный заочный технический университет, 2005 2

ОБЩИЕ УКАЗАНИЯ Лабораторный практикум является одним из этапов изучения учебной дисциплины "Химия". Наряду с зачтенной контрольной работой, тетрадь с отчетами о выполнении лабораторных работ и результатами тестирования по каждой теме, завизированными преподавателем, является документом, необходимым для получения допуска к экзамену. Студенты, не выполнившие необходимые требования, к сдаче экзаменов не допускаются! Лабораторный практикум для студентов нехимических специальностей включает лабораторные работы по следующим темам учебной программы: "Химическая кинетика и равновесие", "Растворы электролитов", "Окислительно-восстановительные реакции" и "Основы электрохимии". Подготовка к каждой лабораторной работе подразумевает изучение теоретического материала по соответствующей теме. Перед выполнением лабораторной работы проводится тестовый контроль знаний. Результаты тестового контроля по каждой теме фиксируются в лабораторной тетради и подписываются преподавателем. Только положительный результат тестирования дает возможность приступить к выполнению экспериментальной части работы. Для теоретической подготовки следует использовать лекционный конспект и учебно-методическую литературу (стр.4). Основные теоретические положения каждой темы, вопросы для подготовки к работе, а также примеры и решения типичных тестовых заданий1, приведены в настоящей брошюре. Перед выполнением экспериментальной части работы следует прежде всего изучить содержание "Инструкции по технике безопасности и правилам поведения студентов в лаборатории химии" и взять на себя обязательства ей неукоснительно следовать, о чем делается соответствующая запись в "Журнале учета прохождения студентами инструктажа по технике безопасности". Задания на лабораторную работу (как правило, индивидуальные) выдаются преподавателем, проводящим занятия. Прежде чем выполнять опыт, необхо1

правильные ответы на тестовые задания см. стр.112 3

димо внимательно прочитать его описание в «Методических указаниях», а в случае необходимости обратиться за разъяснениями или уточнениями к преподавателю или дежурному лаборанту. После выполнения экспериментов необходимо оформить отчет. В конце занятия преподаватель проверяет отчет и подписывает его.

ЛИТЕРАТУРА 1. Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. – СПб.: Химия, 1994. 2. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1983 - 1988. 3. Пресс И.А., Превращение вещества. Учебное пособие. – СПб, СЗТУ, 2004 4. Прохорова Л.Б. Химия. Химическая кинетика и равновесие. Текст лекций. – СПб.: СЗПИ, 1998. 4. Пресс И.А., Химия. Растворы. Текст лекций. – СПб.: СЗПИ, 1998 5. Сраго И.А., Химия. Окислительно-восстановительные реакции. Текст лекций. - СПб.: СЗПИ, 1997. 6. Равдель Б.А., Сраго И.А., Химия. Основы электрохимии. Текст лекций. – СПб.: СЗПИ, 1997.

.

4

Р а б о т а 1 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ 1. Цель работы Ознакомление с кинетическими закономерностями протекания химических реакций, с особенностями обратимых химических взаимодействий; экспериментальное изучение влияния различных факторов на скорость реакции и направление смещения химического равновесия. 2. Вопросы для подготовки к работе 1. Что такое скорость химической реакции? 2. От каких основных факторов зависит величина скорости реакции? 3. Как зависит скорость реакции от температуры? 4. Что такое кинетическое уравнение? 5. Как экспериментально определить порядок реакции по данному реагенту? 6. По какому признаку классифицируют реакции на экзо- и эндотермические? 7. Что понимается под обратимостью химических реакций? 8. В чем заключается динамический характер химического равновесия? 9. Как составить выражение для константы химического равновесия? 10. Как можно прогнозировать направление смещения химического равновесия при изменении условий проведения реакции (температуры, давления, концентраций веществ)?

5

3. Основные теоретические положения Скорость химической реакции Химические взаимодействия осуществляются как в определенной области пространства, так и в определенном временном интервале. Это позволяет характеризовать химический процесс величиной скорости. Диапазон скоростей химических реакций широк: реакция может завершиться за доли секунды (взрыв), продолжаться в течение нескольких лет или даже нескольких геологических периодов. К числу медленно протекающих процессов можно отнести, например, коррозию металлов, фотосинтез. Для завершения реакции ферментации виноградного сока, в результате которого образуется вино, требуется несколько месяцев. По характеру протекания химические реакции делят на гомогенные и гетерогенные. Гомогенные процессы происходят в однофазной, однородной (гомогенной) среде. Для таких процессов характерным является протекание химического взаимодействия равномерно по всему объему реакционной системы. Примерами могут служить газовые реакции или реакции в растворах. Гетерогенные химические реакции происходят в многофазной, неоднородной (гетерогенной) среде. В этом случае химический процесс происходит на поверхности раздела фаз. Например, опустив цинковую пластинку в раствор кислоты, можно наблюдать выделение газообразных продуктов исключительно на поверхности металлической пластинки. В ходе химической реакции концентрации веществ непрерывно изменяются: исходные вещества расходуются – их концентрации понижаются, продукты реакции накапливаются – их концентрации растут. Химическую реакцию принято отображать химическим уравнением, в левой части (слева от знака равенства) которого представляют формулы исходных веществ (реагентов), а в правой части (справа от знака равенства) – формулы конечных веществ (продуктов взаимодействия). 6

aA + bB = cC + dD реагенты

продукты реакции

Среднюю скорость гомогенной реакции можно оценить изменением концентраций веществ (ΔC) в единицу времени (τ). Поскольку величина скорости может быть только положительной, берется модуль соответствующего отношения):

V=

ΔC Δτ

Истинная, или мгновенная, скорость гомогенной реакции (скорость в данный момент времени) выражается пределом, к которому стремится отношение

ΔC при Δτ → 0, т.е. первой производной концентрации по времени: Δτ V=

dC . dτ

Для экспериментального определения величины скорости химической реакции необходимо следить за концентрацией исходных веществ и продуктов реакции через определенные промежутки времени. Если одним из продуктов реакции является газ, наблюдение за изменением его объема позволяет оценить и скорость реакции. В первом приближении скорость реакции можно оценить по величине

1 V = , где τ – интервал времени, проходящий от момента введения исходных τ веществ в реакцию до момента обнаружения каких-либо видимых изменений в системе (изменение цвета, прозрачности, образования осадка и т.п.). Такая временная характеристика скорости реакции наиболее проста в экспериментальном отношении и может быть использована (как относительная величина) для сравнения скоростей химических реакций, проводимых при разных условиях. Это позволяет изучать зависимость скорости реакции от различных факторов.

7

Действительно, одна и та же реакция может характеризоваться разными значениями скоростей при разных условиях ее проведения. Так, нагревание повышает скорость любой реакции, охлаждение замедляет химические процессы (именно это обстоятельство мы используем при хранении продуктов питания в холодильнике). Концентрированная кислота, как правило, энергичнее растворяет металл, чем разбавленная. Попытка поджечь кусочек сахара закончится неудачно, однако, если предварительно посыпать этот кусочек пеплом сигареты, он ярко вспыхивает и быстро сгорает. Обычное железо окисляется кислородом воздуха очень медленно, тогда как мелкодисперсный железный порошок (так называемое пирофорное железо) на воздухе самовозгорается; смесь паров бензина и воздуха взрывается, а жидкий бензин горит достаточно спокойно. Можно обобщить многочисленные наблюдения подобного рода и сформулировать основные факторы, от которых зависит величина скорости химических реакций: - природа реагирующих веществ, - температура, - концентрации реагирующих веществ, - катализаторы, - площадь поверхности (для реакций с участием твердых веществ). В ходе лабораторной работы Вам предстоит изучить зависимость скорости реакции от двух из них, температуры и концентрации реагирующих веществ. Температурный фактор широко используется на практике для ускорения или замедления химических взаимодействий. Скорость большинства химических реакций резко возрастает с увеличением температуры. Приблизительно увеличение скорости при нагревании можно оценить с помощью правила ВантГоффа: при повышении температуры на каждые 10 -50 С скорость реакции увеличивается примерно в 2 - 4 раза. Формула Вант-Гоффа позволяет рассчитать, во сколько раз возрастает скорость реакции при заданном увеличении температуры: 8

Vt 2

=

Vt1

t 2 -t1 γ 10

где

Vt 2

– скорость реакции при температуре t2,

Vt1 – скорость реакции при температуре t1, γ – температурный коэффициент реакции. Пример 1. Во сколько раз увеличится скорость некоторой реакции, температурный

коэффициент которой равен 3, при повышении температуры от 20 до 60оС?

Vt 2 Vt 1

=γ

t 2 -t1 10

=3

60-20 10

=3

4

= 81

Пример 2. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если

при понижении температуры с 70 до 20оС ее скорость уменьшилась в 32 раза?

Vt 2 Vt 1

=γ

32 = γ 32 = γ

t 2 -t1 10

70-20 10 5

γ=2

9

Пример 3. На сколько градусов повысили температуру, если скорость реакции,

для которой γ = 5, увеличилась в 125 раз?

Vt 2 Vt 1

=γ

125 = 5

t 2 -t1 10

t 2 − t1 10

t 2 − t1 =3 10 t2 – t1 = 300 C Зависимость скорости реакции a A + b B = c C + d D от текущих концентраций реагирующих веществ выражается кинетическим уравнением:

V = kC Am ⋅ CBn где CA, CB – текущие концентрации веществ A и B, соответственно, k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. m – частный порядок реакции по реагенту A, n – частный порядок реакции по реагенту B Сумма частных порядков (m + n) называется общим порядком реакции). Следует иметь в виду, что в кинетическое уравнение гетерогенной реакции записывают только концентрации газообразных веществ (для систем "газжидкость" или "газ–твердая фаза") и растворенных веществ (для систем "раствор–твердая фаза"). Частный порядок реакции по данному реагенту указывает на характер зависимости скорости реакции от концентрации этого реагента. Порядок реакции является постоянной величиной, которая может принимать не только целочисленные, но и дробные значения. Порядок реакции существенно зависит от ме-

10

ханизма процесса и чаще всего не совпадает с соответствующими стехиометрическими коэффициентами. Частный порядок реакции по данному реагенту можно определить исключительно экспериментальным путем. Для этого необходимо провести изучаемую реакцию несколько раз, варьируя начальную концентрацию этого реагента (при этом концентрации других реагентов остаются постоянными) и измеряя каждый раз величину скорости. На основании полученных экспериментальных данных нужно построить график зависимости скорости реакции от концентрации реагента. По виду полученного графика можно оценить величину частного порядка: 1. прямая, параллельная оси абсцисс – частный порядок равен нулю; 2. прямая, исходящая из начала координат – частный порядок равен единице; 3. ветвь параболы – частный порядок < 1 или > 1 (в зависимости от порядка параболы). При построении графика следует руководствоваться следующими правилами:

- для графика необходимо отвести поле не менее 1/2 тетрадного листа; - масштаб следует выбирать таким образом, чтобы график занимал все поле чертежа; - масштабы по осям x и y могут быть разными; - точка пересечения координатных осей должна соответствовать либо нулевым значениям аргумента и функции, либо целым числам, ближайшим к их минимальным значениям, полученным экспериментально; - если значения аргумента или функции представляют собой очень малые числа, то на оси удобно откладывать кратные величины (например, вместо чисел 0.0033, 0.0054 и 0.0081 числа 3.3, 5.4 и 8.1); - масштабные единицы необходимо отмечать на осях координат через равные интервалы; - точки следует соединять плавной кривой (или прямой) таким образом, чтобы большинство из них лежало на кривой (или прямой) или располагалось по обе стороны от кривой (или прямой) на равном от нее расстоянии. 11

Пример 4. Экспериментальное изучение реакции:

2 NO (г) + 2 H2 (г) = N2 (г) + 2 H2O (г) показывает, что при увеличении концентрации оксида азота (II) вдвое скорость реакции возрастает в четыре раза, тогда как повышение концентрации водорода в два раза увеличивает скорость реакции также в два раза. Вычислить порядки реакции по NO и H2 и общий порядок реакции. Приведенные опытные данные свидетельствуют о том, что скорость данной реакции пропорциональна величинам C NO и CH2 , и, следовательно, характеризуется кинетическим уравнением: 2 V = C NO ⋅ CH2

Следовательно, эта реакция имеет второй порядок по оксиду азота (II) и первый порядок по водороду. Общий порядок данной реакции равен 2 + 1 = 3. Пример 5. Во сколько раз возрастет скорость реакции:

2 NO (г) + Cl2 (г) = 2 NOCl (г) 1) при увеличении концентрации оксида азота (II) в пять раз, если порядок реакции по данному реагенту равен 2? 2) при повышении давления в три раза, если порядки реакции по первому и второму реагенту равны, соответственно, 2 и 1. Кинетическое уравнение рассматриваемой реакции имеет вид: 2 V = CNO ⋅ CCl 2

Отсюда следует, что при увеличении концентрации NO в 5 раз скорость процесса возрастет в 52 = 25 раз. Повышение общего давления в системе в 3 раза равносильно одновременному повышению концентраций всех участников реакции в то же число раз. Следовательно, исходя из кинетического уравнения, скорость реакции увеличится в 32·3 = 27 раз.

12

Химическое равновесие

Большинство химических реакций обратимы: наряду с прямой реакцией (взаимодействие исходных веществ) происходит и обратная (взаимодействие продуктов реакции между собой). Поскольку каждая из реакций непрерывно поставляет реагенты для реакции противоположного направления, ни одна из них не прекращается, и вся система в целом носит динамический характер. В уравнениях подобных реакций вместо знака равенства ставят знак обратимости: . В некоторый момент времени скорости прямого и обратного процессов выравниваются – в системе устанавливается химическое равновесие. Химическое равновесие является динамическим равновесием, поскольку при нем два противоположно направленных процесса протекают с равными скоростями. Концентрации веществ в состоянии равновесия называются равновесными концентрациями, они взаимосвязаны – изменение одной из них влечет за собой немедленное изменение остальных. Равновесные концентрации, в отличие от текущих концентраций, принято обозначать следующим образом: химическая формула данного вещества заключается в квадратные скобки, например, [NO] – равновесная концентрация оксида азота (II). Экспериментальные исследования показывают, что для обратимой реакции общего вида: aA + bB

cC + dD

в состоянии равновесия выполняется следующее соотношение между равновесными концентрациями веществ:

[C ] c ⋅ [ D ] d Kc = [ A] a ⋅ [ B ] b Приведенное соотношение есть математическое выражение закона химического равновесия (закона действия масс). Оно показывает, что произведения равновесных концентраций (в степенях, показатели которых равны соответствующим стехиометрическим коэффициентам) исходных веществ и продуктов

13

реакции связаны друг с другом через постоянную величину Kc, называемую константой химического равновесия. В случае гетерогенной системы следует учесть, что концентрации твердых и жидких индивидуальных веществ в выражение константы равновесия не входят. Выражение константы равновесия через концентрации веществ чаще всего используют для реакций в растворах. Для реакций с участием газов константу равновесия целесообразнее выражать через парциальные давления газов, в этом случае ее обозначают символом Kp. Например, для реакции 2 NO (г) + Cl2 (г)

2 NOCl (г)

2 p NOCl Kp = 2 p NO ⋅ pCl2

Пример 6. Составить выражение для константы равновесия:

N2(г) + 3 H2(г)

2 NH3(г)

Данное равновесие является примером гомогенного химического равновесия: все участники процесса – газообразные вещества.

Kp =

2 p NH 3

p N 2 ⋅ p H3 2

Пример 7. Составить выражение для константы равновесия:

CaCO3(тв)

CaO(тв) + CO2(г).

Это равновесие является гетерогенным. При составлении выражения для константы равновесия следует помнить об особенностях, связанных с концентрациями твердых веществ, поэтому: Kp = pCO2 где pCO2 – парциальное давление диоксида углерода.

14

Пример 8. Составить выражение для константы равновесия:

H2S(р) + 2NH4OH(р)

(NH4)2S(р) + 2H2O(ж)

Гомогенная реакция в растворе характеризуется следующим выражением для константы равновесия:

[( NH 4 ) 2 S ] ⋅ [ H 2O ]2 KC = [ H 2 S ] ⋅ [ NH 4OH ]2 Химическая система, достигшая состояния равновесия, будет находиться в нем до тех пор, пока не изменятся те условия, при которых это равновесие установилось. Изменение состояния равновесия в результате изменения внешних условий называют смещением химического равновесия. Если в результате изменения внешних условий начинает преобладать прямая реакция, то говорят, что равновесие сместилось вправо. Напротив, преимущественное ускорение обратной реакции, расценивается как смещение равновесия влево. Направление смещения равновесия можно прогнозировать с помощью принципа Ле Шателье: Если на равновесную систему оказать воздействие, изменив условия, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится так, чтобы оказанное воздействие уменьшилось.

Иными словами, при нарушении равновесия система стремится вновь вернуться в равновесное состояние (оно наиболее выгодно энергетически), поэтому при оказании на систему какого-либо воздействия ускоряется та реакция, протекание которой максимально противодействует вмешательству извне. На практике для смещения химического равновесия чаще всего используют изменения: -

температуры,

-

общего давления,

-

концентраций (парциальных давлений) веществ. 15

Влияние температуры на положение химического равновесия зависит от знака и величины теплового эффекта (ΔH). Отрицательные величины ΔH (ΔH < 0) характеризуют процессы, сопровождающиеся выделением тепла. Такие процессы называют экзотермическими. Положительные величины ΔH (ΔH > 0) отвечают процессам, протекающим с поглощением тепла. Такие процессы называют эндотермическими. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (ΔH > 0), понижение температуры, напротив, благоприятствует протеканию экзотермической реакции (ΔH < 0). Обратите внимание: величина теплового эффекта, указанная в химическом уравнении, соответствует прямой реакции. Величина ΔH обратной реакции имеет то же значение по абсолютной величине, но противоположна по знаку! Давление разумно менять в тех системах, где хотя бы один из участников находится в газообразном состоянии, и объем реакционной смеси в ходе реакции изменяется. Повышение давления смещает равновесие в сторону протекания реакции, в которой происходит уменьшение количеств газообразных веществ. Понижение давления – в сторону реакции с увеличением количеств газообразных веществ. Информацию о количествах веществ, выражаемых в моль, легко получить из уравнения реакции (стехиометрические коэффициенты при соответствующих формулах). Например, в прямой реакции: 2 SO2 (г) + O2 (г)

2 SO3 (г)

2 моль диоксида серы (SO2) взаимодействует с 1 моль кислорода (O2) и при этом образуется 2 моль триоксида серы (SO3), т.е. из трех моль исходных газообразных веществ образуется два моль газообразного продукта (количества газов уменьшаются).

16

Изменение концентраций веществ – наиболее действенный фактор для смещения равновесия в растворах, где влияния температуры и давления незначительны. Добавление в реакционную смесь какого-либо вещества смещает равновесие в сторону той реакции, где это вещество расходуется (его концентрация понижается). Отвод какого-либо вещества из реакционной системы – в сторону реакции, где данное вещество образуется (его концентрация повышается). Очевидно, добавление исходных веществ сместит равновесие в сторону прямой реакции, а добавление продуктов – в сторону обратной. Пример 9. Какими изменениями температуры, давления и концентраций ве-

ществ можно сместить равновесие влево в системе: CH4(г) + H2O(г)

CO(г) + 3 H2(г), ΔH > 0

Смещение равновесия влево означает его смещение в сторону обратной реакции. Тепловой эффект обратной реакции будет иметь противоположный знак: ΔН < 0 (тепло выделяется). Следовательно, для смещения равновесия в указанном направлении температуру следует понизить (по сравнению с равновесной). В обратной реакции из четырех моль газов (1 моль СO + 3 моль H2) образуется только два (1 моль CH4 + 1 моль H2), следовательно, эта реакция характеризуется уменьшением количества газообразных веществ. По этой причине для смещения равновесия в сторону обратной реакции следует повысить давление в системе. Добавление CO или H2, которые в обратной реакции расходуются, а также отвод из реакционной системы CH4 или H2O, которые в той же реакции образуются, также cместят равновесие влево.

17

Пример 10. В какой из указанных систем можно сместить равновесие вправо

уменьшением давления? 1. H2 (г) + Cl2 (г)

2 HCl (г)

2 2 H2 (г) + O2(г)

2 H2O (г)

3 NH3 (г) + HCl(г) 4 N2 (г) + O2 (г) 5 N2 O4 (г)

NH4Cl (тв) 2 NO (г)

2 NO2 (г)

Для решения данной задачи необходимо проанализировать изменение количеств газообразных веществ в прямой реакции: 1. 1 моль H2 + 1 моль Cl2 → 2 моль HCl (не изменяются) 2. 2 моль H2 + 1 моль O2 → 2 моль H2O (уменьшаются) 3. 1 моль NH3 + 1 моль HCl → 0 моль газов (уменьшаются) 4. 1 моль N2 + 1 моль O2 → 2 моль NO (не изменяются) 5. 1 моль N2O4 → 2 моль NO2 (увеличиваются) Согласно условию задачи необходимо разыскать такую систему, в которой в прямой реакции происходит увеличение количества газообразных веществ. Очевидно, этому требованию удовлетворяет последняя реакция.

18

4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А2,3 1. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры на 60 С ее скорость уменьшилась в 64 раза?

1. 8 2. 4 3. 2 4. 5 5. 3 2. Скорость прямой реакции в системе: 2 NO(г) + Br2(г)

2 NOBr(г)

увеличилась в 16 раз при увеличении концентрации оксида азота (II) в 4 раза или при увеличении концентрации брома в 16 раз. Каковы порядки реакции по указанным реагентам, а также общий порядок этой реакции?

1. 2, 2, 4 2. 2, 1, 3 3. 1, 2, 3 4. 2, 2, 2 5. 8, 8, 16 4. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции при увеличении в 5 раз давления в той же системе?

1. 5 2. 25 3. 125 4. 75 5. 30

2 3

необходимо указать номер правильного ответа правильные ответы смотрите на стр. 112 19

4. Как можно сместить вправо равновесие в системе 2 СO(г) +4O2(г)

2 CO2(г), ΔH = -566,4 кДж?

1. повышением температуры 2. уменьшением концентрации O2 3. увеличением концентрации СO2 4 понижением температуры 5. понижением давления 5. В какой из равновесных систем можно сместить равновесие влево путем повышения давления?

1 3 H2(г) + N2(г) 2. 2 NO2(г)

2 NH3(г)

2 NO(г) + O2(г)

3. 2 H2S(г) + 3 O2(г) 4. S(тв) + O2(г)

2 SO2(г) + 2 H2O(г)

SO2(г)

5. 2 SO2(г) + O2(г) 2 SO3(г)

20

5. Порядок выполнения работы Опыт 1. Изучение влияния концентрации реагентов на скорость взаимодейст-

вия тиосульфата натрия с серной кислотой: Na2S2О3 + H2SO4 = Na2SO4 + S↓ + SO2 + H2O О прохождении реакции можно судить по изменению прозрачности раствора. В результате реакции выделяется свободная сера, что вызывает его помутнение. Для исследования влияния концентрации одного из реагирующих веществ на скорость данной реакции следует провести ее несколько раз, варьируя концентрацию раствора одного реагента, но оставляя концентрацию второго реагента постоянной. Для этого нужно приготовить растворы, составы которых указаны в таблице 1.1 (опыт 1.1) или 1.2 (опыт 1.2). Опыт 1.1. В пять стаканов налейте раствор тиосульфата натрия (см. стол-

бец а, табл.1.1). В пять других стаканов налейте раствор серной кислоты (см. столбец b, табл.1.1). В каждый из растворов тиосульфата натрия добавьте указанное количество воды (см. столбец с, табл.1.1). Таблица 1.1 Объем раствора, мл Номер раствора

Na2S2O3 a

H2SO4 b

H2O c

1

15

5

0

2

12

5

3

3

10

5

5

4

8

5

7

5

5

5

10

21

Проведите реакцию, сливая последовательно каждую пару растворов реагентов и измеряя интервал времени от момента смешивания растворов реагентов до начала помутнения раствора их смеси. Результаты измерений сведите в таблицу по форме 1 (таблица 3). Рассчитайте относительную концентрацию Na2S2О3 по формуле:

C отн. =

a , a+b+c

где а – объем раствора Na2S2O3, мл b – объем раствора H2SO4, мл с – объем H2O, мл Постройте график4 зависимости величины трации (по оси абсцисс - Сотн, по оси ординат –

1

τ

1

τ

от относительной концен-

).

Отметьте характер зависимости скорости данной реакции от концентрации (прямая, проходящая через начало координат, парабола). Каков порядок изучаемой реакции по данному реагенту (1, 1)? Сделайте обобщенный вывод о том, как меняется скорость реакции с увеличением концентрации реагирующих веществ. Опыт 1.2. В пять стаканов налейте раствор тиосульфата натрия (см. стол-

бец а, табл.1.2). В пять других стаканов налейте раствор серной кислоты (см. столбец b, табл.1.2). В каждый из растворов серной кислоты добавьте указанное количество воды (см. столбец с, табл.1.2). Проведите реакцию, сливая последовательно каждую пару растворов реагентов и измеряя интервал времени от момента смешивания растворов реагентов до начала помутнения раствора их смеси.

4

правила построения графика см. с. 11 22

Таблица 1.2 Объем раствора, мл Номер раствора

Na2S2O3 a

H2SO4 b

H2O c

1

20

15

0

2

20

12

3

3

20

10

5

4

20

8

7

5

20

5

10

Результаты измерений сведите в таблицу по форме 1 (таблица 3). Рассчитайте относительную концентрацию H2SO4 по формуле:

C отн. =

b , a+b+c

где а – объем раствора Na2S2O3, мл b – объем раствора H2SO4, мл с – объем H2O, мл Постройте график5 зависимости величины трации (по оси абсцисс - Сотн, по оси ординат –

1

τ

1

τ

от относительной концен-

).

Отметьте характер зависимости скорости данной реакции от концентрации (прямая, проходящая через начало координат, парабола). Каков порядок изучаемой реакции по данному реагенту (1, 1)? Сделайте обобщенный вывод о том, как меняется скорость реакции с увеличением концентрации реагирующих веществ.

5

правила построения графика см. с. 11 23

Опыт 2. Изучение влияния концентраций реагентов на скорость взаимодейст-

вия иодата калия с сульфитом натрия: 2KIO3 + 5Na2SO3 + H2SO4 = I2 + 5Na2SO4 + K2SO4 + H2O. В результате реакции образуется молекулярный иод, который в присутствии крахмала окрашивает раствор в синий цвет. Поэтому опознавательным знаком прохождения данной реакции является резкий переход окраски: бесцветный раствор становится темно-синим. Для исследования влияния концентрации одного из реагирующих веществ на скорость данной реакции следует провести ее несколько раз, варьируя концентрацию раствора одного реагента, но оставляя концентрацию второго реагента постоянной. Для этого нужно приготовить растворы, составы которых указаны в таблице 2.1 (опыт 2.1) или 2.2 (опыт 2.2). Опыт 2.1. В пять стаканов налейте раствор иодата калия (см. столбец а,

табл.2.1). В пять других стаканов налейте раствор сульфита натрия, подкисленного серной кислотой (см. столбец b, табл.2.1) и добавьте в каждый небольшое количество крахмального раствора (несколько капель). В растворы иодата калия добавьте указанное количество воды (см. столбец с, табл.2.1). Таблица 2.1 Объем раствора, мл Номер

6

раствора

a

Na2SO3 + H2SO4 (6) b

1

30

20

0

2

25

20

5

3

20

20

10

4

15

20

15

5

10

20

20

KIO3

H2O

c

раствор сульфита натрия предварительно уже подкислен серной кислотой 24

Поставьте стаканы с растворами на лист белой бумаги. Проведите реакцию, сливая последовательно каждую пару растворов реагентов и измеряя интервал времени от момента смешивания растворов реагентов до изменения цвета раствора их смеси. Результаты измерений в опытах сведите в таблицу по форме 1 (таблица 3). Рассчитайте относительные концентрации KIO3 по формуле:

C отн. =

a , a+b+c

где а – объем раствора KIO3, мл b – объем раствора Na2SO3, мл с – объем H2O, мл Постройте график7 зависимости величины

1

τ

от относительной концен-

трации, откладывая значения Сотн (аргумент) по оси абсцисс (ось x), а значения

1

τ

(функция) по оси ординат (ось y). Отметьте характер зависимости скорости данной реакции от концентра-

ции (прямая, проходящая через начало координат, парабола). Каков порядок изучаемой реакции по данному реагенту (1, 1)? Сделайте обобщенный вывод о том, как меняется скорость реакции с увеличением концентрации реагирующих веществ. Опыт 2.2. В пять стаканов налейте раствор иодата калия (см. столбец а,

табл.2.2). В пять других стаканов налейте раствор сульфита натрия, подкисленного серной кислотой (см. столбец b, табл.2.2) и добавьте в каждый небольшое количество крахмального раствора (несколько капель). В растворы сульфита натрия добавьте указанное количество воды (см. столбец с, табл.2.2).

7

правила построения графиков см. с.12 25

Таблица 2.2 Объем раствора, мл Номер раствора

a

Na2SO3 + H2SO48 b

1

20

30

0

2

20

25

5

3

20

20

10

4

20

15

15

5

20

10

20

KIO3

H2O

c

Поставьте стаканы с растворами на лист белой бумаги. Проведите реакцию, сливая последовательно каждую пару растворов реагентов и измеряя интервал времени от момента смешивания растворов реагентов до изменения цвета раствора их смеси. Результаты измерений в опытах сведите в таблицу по форме 1 (таблица 3). Рассчитайте относительные концентрации Na2SO3 по формуле:

C отн. =

b , a+b+c

где а – объем раствора KIO3, мл b – объем раствора Na2SO3, мл с – объем H2O, мл Постройте график зависимости величины

1

τ

от относительной концен-

трации, откладывая значения Сотн (аргумент) по оси абсцисс (ось x), а значения

1

τ 8

(функция) по оси ординат (ось y).

раствор сульфита натрия предварительно уже подкислен серной кислотой 26

Отметьте характер зависимости скорости данной реакции от концентрации (прямая, проходящая через начало координат, парабола). Каков порядок изучаемой реакции по данному реагенту (1, 1)? Сделайте обобщенный вывод о том, как меняется скорость реакции с увеличением концентрации реагирующих веществ. Таблица 3 (форма 1) Номер раствора

Время τ, с

Относительная скорость реакции

Относительная концентрация

1/τ, c-1

1 2 3 4 5 Опыт 3. Изучение влияния концентраций на положение химического равнове-

сия в системе: FeCl3 + 3 NH4NСS желто-бурый

Fe(NСS)3 + 3 NH4Cl вишнево-красный

Раствор исходных реагентов имеет желто-бурую окраску за счет хлорида железа (III), тогда как один из продуктов – тиоцианат железа (III) – придает раствору темно-красный цвет. Поэтому о направлении смещения равновесия можно судить по изменению цвета реакционной смеси. Налейте в химический стакан равные объемы разбавленных растворов хлорида железа (III) и тиоцианата аммония. Полученный раствор налейте в четыре пробирки. Одну из них оставьте в качестве эталона, цвет в ней примите за цвет системы в исходном состоянии. 27

Таблица 4 (форма 2) Номер пробирки

Химическая формула добавляемого вещества

1

FeCl3

2

NH4NСS

3

NH4Cl

Изменение интенсивности окраски по отношению к эталону (усиление, ослабление)

Направление смещения равновесия (влево, вправо)

Для изучения влияния концентрации на положение химического равновесия добавляйте небольшими порциями в каждую из трех пробирок с реакционной смесью: – в первую - насыщенный раствор хлорида железа (III), – во вторую – насыщенный раствор тиоцианата аммония, – в третью - кристаллический хлорид аммония

до тех пор, пока не станет заметным изменение окраски раствора. Сравните с эталоном интенсивность окраски в пробирках. Результаты наблюдений сведите в таблицу 4 по форме 2. Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Напишите выражение для константы равновесия. Сделайте обобщенный вывод о влиянии изменения концентраций исходных и конечных веществ на положение равновесия.

28

Опыт 4. Изучение влияния концентраций на положение химического равнове-

сия в системе:

2CrO42− + 2 H + Cr2O72− + H 2O 2−

2−

Взаимное превращение хромат- ( CrO4 ) и дихромат- ( Cr2O7 ) ионов происходит под влиянием изменения кислотности среды, определяемой концентрацией ионов водорода H+. Добавление в систему кислоты повышает концентрацию ионов H+, напротив, добавление щелочи вызывает связывание ионов H+ в малодиссоциирующие молекулы воды (H+ + OH- → H2O), и концентрация ионов H+ понижается. Направление смещения равновесия легко контролировать по изменению 2−

2−

цвета: раствор, содержащий ( CrO4 ), и раствор, содержащий ионы ( Cr2O7 ) имеют разную окраску. Для наблюдения указанных явлений налейте в одну пробирку 2-3 мл раствора хромата калия (K2CrO4), а в другую 2-3 мл раствора дихромата калия (K2Cr2O7) и отметьте цвет каждого из них. Оставьте обе пробирки в качестве эталонов окраски. В третью пробирку налейте 1-2 мл хромата калия и добавьте к нему по каплям раствор серной кислоты до изменения цвета раствора. Отметьте полученный цвет, сравнивая его с цветом эталонов. Затем к этому же раствору добавьте по каплям раствор щелочи и вновь отметьте цвет раствора, сравнивая его с эталонами. Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Составьте выражение для константы равновесия данной системы. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от увеличения или уменьшения концентрации ионов H+. Какой из двух ионов более устойчив в кислой среде? Какой – в щелочной? Сделайте обобщенный вывод о влиянии изменения концентрации исходных и конечных веществ на положение химического равновесия. 29

Опыт 5. Изучение влияния температуры на положение химического равнове-

сия в системе: NH3 + H2O

NH3·H2O

нейтральный раствор

NH 4+ + OH − , ΔH < 0 щелочной раствор

Протекание прямого и обратного процессов в данной системе связано с изменением кислотно-основного характера среды. В результате протекания прямого процесса образуются гидроксидные ионы OH- , и среда становится щелочной. Обратный процесс приводит к образованию нейтральной среды (NH3 + H2O). О направлении смещения химического равновесия в данной системе можно судить по изменению цвета растворов в присутствии кислотноосновного индикатора фенолфталеина. Прежде, чем приступать к исследованию равновесия, изучите поведение указанного индикатора в щелочной и нейтральной средах. Для этого добавьте несколько капель индикатора в пробирки, в одну из которых налит раствор щелочи, а в другую дистиллированная вода. Отметьте цвет в каждом случае. В коническую колбу налейте 40 мл дистиллированной воды и добавьте 2 мл раствора аммиака. Прибавьте несколько капель (не более!) фенолфталеина и перемешайте раствор (он должен быть бледно-розовым). Отлейте 1 - 2 мл полученного раствора в пробирку и нагрейте ее на спиртовке до изменения окраски. Охладите пробирку холодной водой (под краном). Отметьте характер изменения окраски. Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от повышения или понижения температуры. Сделайте обобщенный вывод о влиянии температуры на положение равновесия.

30

Опыт 6. Изучение влияния температуры на положение химического равнове-

сия в системе: иод + крахмал

"иодокрахмал", ΔH < 0

При взаимодействии иода с крахмалом образуется окрашенное в синий цвет вещество сложного состава, которое условно назовем "иодокрахмалом". В две пробирки налейте по 5 мл раствора крахмала и добавьте по каплям раствор иода до появления синей окраски. Одну из пробирок оставьте для сравнения, другую нагрейте. Отметьте изменение окраски. Охладите пробирку водой (под краном). Сравните цвет в обеих пробирках. Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от повышения или понижения температуры. Сделайте обобщенный вывод о влиянии температуры на положение равновесия. 6. Содержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Для опытов 1 и 2: уравнение реакции, краткое описание опыта, таблица по форме 1, графики зависимости скоростей реакций от изучаемых в опыте факторов. 4. Для опытов 3…6: уравнения изучаемых в опыте реакций, описание наблюдаемых явлений. 5. Выводы.

31

Р а б о т а 2. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 1. Цель работы

Исследование свойств растворов сильных и слабых электролитов. Изучение реакций в растворах электролитов и приобретение навыков составления уравнений этих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 2. Вопросы для подготовки к работе

1. Какие вещества называются электролитами? 2. Почему растворы и расплавы электролитов являются проводниками электрического тока? 3. Что такое электролитическая диссоциация? 4. Каков механизм электролитической диссоциации? 5. Что называют степенью диссоциации электролита? 6. В чем заключается основное отличие сильных электролитов от слабых? 7. Напишите уравнения диссоциации следующих электролитов: KNO3, CuSO4, HCN, NaOH, H2S. Укажите, где процесс идет обратимо. 8. Составьте выражения для констант диссоциации следующих электролитов: HCN, HNO2, NH4OH. 9. Какие химические уравнения называются молекулярными? Полными ионномолекулярными? Краткими ионно-молекулярными? 10. По каким правилам составляют ионно-молекулярные уравнения реакций? 11. В каких случаях реакция обмена между электролитами возможна?

32

3. Основные теоретические положения Электролиты. Электролитическая диссоциация

Электролитами называются вещества, которые при растворении в полярных растворителях (вода, спирты и т.п.) или при плавлении полностью или частично распадаются на ионы (положительно и отрицательно заряженные частицы). Растворы и расплавы электролитов способны проводить электрический ток и являются проводниками второго рода (прохождение в них электрического тока обусловлено перемещением ионов). Электролитической диссоциацией называется процесс распада молекул полярных веществ или ионных кристаллов на ионы. Причиной электролитической диссоциации является взаимодействие электролита с полярными молекулами растворителя. При этом связи между атомами в молекулах или ионами в кристаллах электролитов ослабляются настолько, что происходит их распад на ионы. Ионы в растворах существуют в сольватированном состоянии, т.е. окружены оболочкой, состоящей из молекул растворителя (сольвента). Сольватацией называется взаимодействие ионов электролита с молекулами растворителя. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии (окружены гидратной оболочкой, т.е. молекулами воды). Процесс электролитической диссоциации в общем виде записывают как химическое уравнение вида:

An Bm

nA

m+

+ mB n−

где АnВm – недиссоциированные молекулы (для ковалентных веществ) или формульные единицы (для веществ ионного типа, кристаллические решетки которых представляют собой бесконечное чередование положительно и отрицательно заряженных ионов, поэтому термин «молекула» к ним не применим);

Am+ – положительно заряженные ионы, катионы; B n− - отрицательно заряженные ионы, анионы. 33

Степень диссоциации

Для количественной оценки электролитической диссоциации вводится величина степени диссоциации α, представляющая собой отношение количества распавшегося на ионы электролита к общему количеству электролита:

α=

количест во диссоциировавшего элект ролит а общее количест во элект ролит а

Величина степени диссоциации выражается в процентах или долях единицы. По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты полностью диссоциируют в относительно разбавленных растворах, т.е. α = 1 (100%). У слабых электролитов степень диссоциации α 10-7 моль/л (например, 10-3 моль/л, 10-1 моль/л); – в щелочной среде [H+]-0.15

Уравнение процесса

Me n + + ne − = Me0

0

-0.15>E >-1.6

Me n + + ne − = Me0 2H2O + 2 ē = H2 + 2OH-

E0 -1.6 В По указанию преподавателя заполните электролизер (см. рис.2) одним из растворов: 1. ZnSO4

2. CdSO4

3.Co(NO3)2

4. Pb(NO3)2

5. CuSO4

104

Опустите в электролизер графитовые электроды и после проверки установки преподавателем подключите электроды к положительному и отрицательному полюсам источника тока. Через 5 мин прекратите электролиз и отметьте, какие вещества выделились на катоде и аноде. Добавьте в анодное пространство 2-3 капли синего лакмуса. Отметьте изменение цвета. Напишите уравнения анодного и катодного процессов. Опыт 5. Электрохимическая коррозия в кислой среде

В стакан объемом 50 мл налейте 20 мл раствора серной кислоты. По указанию преподавателя опустите в раствор: – гранулу цинка или – гранулу алюминия.

Объясните, что происходит на поверхности металла. Составьте уравнение реакции. Опустите в раствор медную пластинку, не касаясь ею поверхности цинка или алюминия. Опишите и объясните наблюдаемые явления. Прикоснитесь медной пластинкой к поверхности цинка или алюминия. Опишите и объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнения электродных процессов. Вымойте металлические пластинки, просушите их фильтровальной бумагой и положите на место. Опыт 6. Электрохимическая коррозия в нейтральной среде

В фарфоровую чашечку налейте примерно 15 мл раствора хлорида натрия и добавьте 3 - 4 капли фенолфталеина. По указанию преподавателя возьмите две пластинки: – медную и алюминиевую, или – медную и цинковую, или – свинцовую и алюминиевую, или – свинцовую и цинковую. 105

Опустите их в раствор хлорида натрия, верхние концы плотно соедините. Вместо алюминиевой и цинковой пластин можно взять гранулы этих металлов (в последнем случае обеспечьте хороший контакт гранулы и пластины). Через 1...2 мин наблюдайте изменение цвета раствора вблизи поверхности одного из металлов. Объясните наблюдаемое явление. Составьте уравнения анодного и катодного процессов. Вымойте металлические пластины, просушите фильтровальной бумагой и положите на место. Опыт 7. Коррозия чугуна

В две пробирки с газоотводными трубками, дважды изогнутыми под прямым углом, положите чугунные опилки (рис.3), смочите их раствором хлорида натрия. Добавьте в одну пробирку 2 капли раствора K3[Fe(CN)6], в другую - 2 - 3 капли фенолфталеина. Пробирки плотно закройте пробками с газоотводными трубками. Второй конец каждой трубки опустите в пробирку с водой. Через некоторое время отметьте изРис.3. Прибор для наблюдения электрохимической коррозии чугуна

менение уровня жидкости в газоотводных трубках, свидетельствующее об изменении объема газа. Обратите внимание на окраску растворов в пробирках.

Объясните наблюдаемые явления, напишите уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение реакции с участием K3[Fe(CN)6]. Опыт 8. Коррозия железа в контакте с углеродом

U-образную трубку заполните на 1/2 объема раствором хлорида натрия (рис.4). Зачистите наждачной бумагой и промойте водой железный и графитовый стержни. В одно колено трубки поместите железный стержень и добавьте 3 - 4 капли раствора K3[Fe(CN)6], в другое - графитовый стержень и 3 - 4 капли фенолфталеина. 106

Замкните внешнюю цепь через миллиамперметр и наблюдайте за работой гальванопары. Объясните наблюдаемые явления. Составьте схему коррозионного гальванического элемента и уравнения электродных процессов. Напишите уравнение реакции с участием K3[Fe(CN)6].

Рис.4. Установка для наблюдения контактной коррозии: 1 – коррозионная среда; 2 – железный стержень; 3 – графитовый (медный, свинцовый) стержень; 4 – миллиамперметр Опыт 9. Коррозия железа в контакте с менее активными металлами

В U-образную трубку (см. рис.4) налейте на 1/2 объема раствора серной кислоты. По указанию преподавателя возьмите два стержня: – железный и медный или – железный и свинцовый.

Зачистите стержни наждачной бумагой В одно колено трубки поместите медный (или свинцовый) стержень, в другое добавьте 3…4 капли раствора K3[Fe(CN)6] и поместите железный стержень. Замкните внешнюю цепь через миллиамперметр. Наблюдайте за работой гальванического элемента. Обратите внимание на выделение газа.

107

Объясните наблюдаемые явления. Составьте схему коррозионного гальванического элемента и уравнения электродных процессов. Напишите уравнения реакции с участием K3[Fe(CN)6]. Опыт 10. Особенности анодного и катодного покрытий

Возьмите пластинки луженого (покрытого оловом) и оцинкованного железа и нанесите на них гвоздем глубокие царапины. В две пробирки налейте по 1 мл воды и в каждую из них добавьте по три капли разбавленной серной кислоты и раствора K3[Fe(CN)6]. Пластинки опустите в приготовленные растворы. Объясните изменение окраски раствора в каждой из пробирок. Напишите уравнения катодного и анодного процессов при коррозии луженого и оцинкованного железа. При объяснении результатов опыта учтите, что Fe3[Fe(CN)6] имеет синий цвет, а Zn3[Fe(CN)6] - желтый. 6. Cодержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. По каждому опыту: – его название; – Ваши экспериментальные наблюдения; – для гальванических элементов запишите схему, уравнения электродных

процессов, расчеты концентрации электролита или ЭДС; – при описании опытов по электролизу составьте электрохимическую схе-

му и уравнения электродных процессов; – -для опытов по коррозии металлов - уравнения анодных и катодных про-

цессов. 4.Выводы. . 108

ПРИЛОЖЕНИЯ

Приложение 1

Константы диссоциации слабых электролитов при 298К

Формула электролита

Кдис.1

Кдис.2

HF

6.7٠10-4

HClO

1.0٠10-8

HBrO

2.0٠10-9

H2S

1.1٠10-7

1.0٠10-14

H2SO3

1.7٠10-2

1.0٠10-7

HNO2

5.0٠10-4

H3PO4

1.1٠10-2

HCN

4.0٠10-10

H2CO3

4.4٠10-7

CH3COOH

1.8٠10-5

H2O

1.8٠10-16

NH4OH

1.8٠10-5

2.0٠10-7

Кдис.3

3.6٠10-13

5.6٠10-11

109

Приложение 2 Растворимость кислот, оснований и солей в воде

Примечания: Р - соединение растворимо; Н - нерастворимо; Т - труднорастворимо. Прочерк показывает, что соответствующее соединение в водных растворах не существует. .

110

Приложение 3 Стандартные электродные потенциалы E0 некоторых металлов водных растворах при 298K

Электрод

Li+, Li

0 EMe ,B n+ , Me

Электрод

-3,045

Al3+, Аl

Rb+ , Rb

-2,925

K+, K

0 EMe ,B n+ , Me

Электрод

0 EMe ,B n+ , Me

-1,662

Ni2+, Ni

Мn2+, Мn

-1,180

Sn2+, Sn

-0,136

-2,925

Сr2+, Сr

-0,913

Рb2+, Рb

-0,126

Сs+, Сs

-2,923

Zn2+, Zn

-0,763

Fе3+, Fе

-0,036

Rа2+, Rа

-2,916

Сr3+, Сr

-0,740

Н+, Н2

0,000

Ва2+, Ва

-2,906

Fе2+, Fе

-0,440

Вi 3+, Bi

+0,215

Са2+, Са

-2,866

Cd2+, Cd

-0,403

Сu2+, Сu

+0,337

Nа+, Nа

-2,714

In 3+, In

-0,343

Ag+, Аg

+0,799

Mg2+, Mg

-2,363

Т1+, Т1

-0,336

Нg2+, Нg

+0,854

Ве2+, Ве

-1,850

Со2+, Со

-0,277

Аu3+,Аu

+1,498

-0,250

.

111

ОТВЕТЫ НА ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ

№ лабораторной работы 1

2

3

4

Тема

№ вопроса

№ правильного ответа

«Химическая

1

3

кинетика и равнове-

2

2

сие»

3

3

4

4

5

2

«Растворы

1

4

электролитов»

2

5

3

3

4

2

5

1

«Окислительно-

1

2

восстановительные

2

4

реакции»

3

3

4

3

5

3

1

3

2

4

3

5

4

1

«Электрохимия»

5

2

112

СОДЕРЖАНИЕ О Б Щ И Е У К А З А Н И Я ......................................................................................... 3 Л и т е р а т у р а ...................................................................................................... 4 Р А Б О Т А 1 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ.................................... 5 1. Цель работы ......................................................................................................... 5 2. Вопросы для подготовки к работе ..................................................................... 5 3. Основные теоретические положения ................................................................ 6 4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А ................................................................. 19 5. Порядок выполнения работы ........................................................................... 21 6. Содержание отчета ............................................................................................ 31 Р А Б О Т А 2. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ .......................................................... 32 1. Цель работы ....................................................................................................... 32 2. Вопросы для подготовки к работе ................................................................... 32 3. Основные теоретические положения .............................................................. 33 4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А .................................................................. 46 5. Порядок выполнения работы ........................................................................... 48 6. Содержание отчета ............................................................................................ 56 Р А Б О Т А 3. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ................. 57 1. Цель работы ....................................................................................................... 57 2. Вопросы для подготовки к работе ................................................................... 57 3. Основные теоретические положения .............................................................. 58 4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А ................................................................. 69 5. Порядок выполнения работы ........................................................................... 71 6. Содержание отчета ............................................................................................ 81 Р А Б О Т А 4. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ ............................................................. 82 1. Цель работы ....................................................................................................... 82 2. Вопросы для подготовки к работе ................................................................... 82 3. Основные теоретические положения .............................................................. 83 4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А ................................................................ 101 5. Порядок выполнения работы ......................................................................... 103 6. Cодержание отчета .......................................................................................... 108 П Р И Л О Ж Е Н И Я................................................................................................ 109 ОТВЕТЫ НА ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ ................................................................................. 112 113

Редактор Н. Б. Коршикова Сводный темплан 2004 г. ЛР № 020308 от 14.02.97 Санитарно-эпидемиологическое заключение №78.01.07.953.П.005641.11.03 от 21.11.2003г. Подписано в печать 01.07.2005. Формат 60х84 1/16 Б. кн.-журн. П.л. 14,375 Б.л. 7,2 РТП РИО СЗТУ. Тираж 1000. Заказ Северо-Западный государственный заочный технический университет РИО СЗТУ, член Издательско-полиграфической ассоциации вузов России 191186 Санкт-Петербург, ул. Миллионная, д.5

114