Текст работы

ОГЛАВЛЕНИЕ

Введение
Лабораторная работа 1. Основные классы неорганических соединений
Лабораторная работа 2. Определение молярной массы эквивалентов цинка
Лабораторная работа 3. Определение теплоты реакции нейтрализации
Лабораторная работа 4. Скорость химической реакции
Лабораторная работа 5. Катализ
Лабораторная работа 6. Химическое равновесие
Лабораторная работа 7. Определение концентрации раствора кислоты
Лабораторная работа 8. Реакции в растворах электролитов
Лабораторная работа 9. Гидролиз солей
Лабораторная работа 10. Коллоидные растворы
Лабораторная работа 11. Окислительно-восстановительные реакции
Лабораторная работа 12. Коррозия металлов
Лабораторная работа 13. Электролиз
Лабораторная работа 14. Химические свойства металлов
Лабораторная работа 15. Комплексные соединения
Лабораторная работа 16. S -металлы
Лабораторная работа 17. Жесткость воды
Лабораторная работа 18. Алюминий, олово, свинец
Лабораторная работа 19. Металлы подгрупп меди и цинка
Лабораторная работа 20. Хром
Лабораторная работа 21. Марганец
Лабораторная работа 22. Железо, кобальт, никель
Лабораторная работа 23. Галогены
Лабораторная работа 24. Кислород. Пероксид водорода
Лабораторная работа 25. Сера
Лабораторная работа 26. Азот
Лабораторная работа 27. Углерод, кремний
Лабораторная работа 28. Углеводороды
Лабораторная работа 29. Спирты, альдегиды, кетоны
Лабораторная работа 30. Органические кислоты
Лабораторная работа 31. Распознавание высокомолекулярных материалов
Лабораторная работа 32. Получение фенолоформальдегидных смол
Лабораторная работа 33. Качественный анализ металлов
Лабораторная работа 34. Качественные реакции на анионы
Лабораторная работа 35. Количественное определение железа в растворе его соли
Заключение
Библиографический список
Приложение А (Требования к оформлению отчета по лабораторной работе)
Приложение Б (Табл. 1, табл. 2, табл. 3, табл. 4, табл. 5)

ВВЕДЕНИЕ

При изучении химии большое значение имеет лабораторный практикум. Правильно поставленный эксперимент позволяет проследить закономерности химических процессов, исследовать влияние различных факторов на те или иные явления, запомнить свойства веществ, а также способствует выработке методологии химического мышления. В процессе лабораторных занятий по химии складываются навыки проведения химического эксперимента, организации рабочего места, соблюдения правил техники безопасности.
Предлагаемый лабораторный практикум написан в соответствии с программами по химии, раработанными на основе ФГОС третьего поколения. Учитывая, что химическая подготовка бакалавров ряда направлений ограничивается лишь общим курсом химии, в предлагаемый лабораторный практикум включены работы по важнейшим разделам физической, органической (в том числе по высокомолекулярным соединениям), коллоидной и аналитической химии.
Каждая лабораторная работа включает цель, задание, теоретическое введение, описание опытов. При описании опытов авторы ставили перед собой задачу привить студентам навыки самостоятельного теоретического толкования наблюдений и выводов, вытекающих из эксперимента. Поэтому после каждого опыта сформулированы требования, в которых поставлен ряд вопросов и даны указания о том, на что следует обратить внимание, в каком направлении сформулировать выводы и т. д.
Практикум предусматривает индивидуальное выполнение работ каждым студентом. Лишь в отдельных случаях опыты могут быть групповыми.
При изучении курса химии большое значение имеет приобретение навыков в решении задач, что является одним из критериев прочного усвоения теоретических и практических знаний. Поэтому после каждой работы приведены примеры решения типовых задач и варианты индивидуальных заданий, выполнение которых студент должен представить при защите лабораторных работ.
Лабораторные работы 1, 2, 8, 9, 10, 11, 17 написаны В.П. Зуевой; 3, 4, 5, 6, 7, 15, 35 - З.Н. Топшиноевой; 12, 13, 22, 28, 29, 30, 31 - Е.Г. Филатовой; 16, 18, 19, 20, 21, 33, 34 - О.В. Кузнецовой; 14, 23, 24, 25, 26, 27, 32 - Ю.Н. Пожидаевым.
Каждый студент должен выполнить лабораторные работы, предусмотренные программой. Результаты выполненной лабораторной работы следует оформить в виде отчета. Требования к оформлению отчета приведены в приложении А.

Лабораторная работа 1. Основные классы неорганических соединений

Цель работы: изучить классы неорганических соединений, научиться составлять уравнения реакций.
Задание: провести опыты по получению основного и кислотного оксидов, основания, кислоты, основной соли, определить их химические свойства. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Все вещества делятся на простые и сложные. Сложные вещества подразделяются на классы: оксиды, кислоты, основания, соли.
Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. По химическим свойствам оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные (табл. 1.1).

Таблица 1.1
Химические свойства оксидов

Взаимодействие оксидов	Оксиды
	Основные Na2O, CaO, MgO, CuO, Fe2O3, ВаО	Кислотные SO2, SO3, P2O5, CO2, Cl2O, Mn2O7, CrO3	Амфотерные ВеО, ZnO, PbO, MnO2, SnO, Al2O3, Cr2O3
С водой	Реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, образуя щелочи: Na2O + H2O = 2NaOH	Образуют кислоты: SO3 + H2O = H2SO4	Не взаимодействуют

С кислотами или основаниямиВзаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды: CаO + 2HCl = = CаCl2 + H2OВзаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды: CO2 + Ba(OH)2 = = BaCO3 + H2OВзаимодействуют с кислотами как основные оксиды: BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O и с основаниями как кислотные оксиды: BeO + 2KOH K2BeO2 + H2O;

BeO + 2KOH + H2O = K2[Be(OН)4]
Между собой	При взаимодействии основного и кислотного оксидов образуется соль: Na2O + SO3 = Na2SO4

Одним из способов получения оксидов является взаимодействие простых веществ с кислородом:

Са + O2 = 2СаO; С + O2 = СО2.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка (HNO3, HCl, H2SO4, Н3РО4).
Кислоты взаимодействуют
. С основаниями с образованием соли и воды:

HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2H2O.

. С основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

HCl + ВаO = ВаCl2 + H2O;
H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O.

. С солями с образованием новой соли и новой кислоты:
SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4↓ + 2HNO3.

Одним из способов получения кислот является взаимодействие кислотного оксида с водой:O5 + 3H2O = 2H3PO4.

Основания - сложные вещества, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами (NaOH, Cu(OH)2, Fe(OH)3).
Основания взаимодействуют
. С кислотами с образованием соли и воды:

NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.

. С кислотными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

KOH + N2O5 = 2KNO3 + H2O;
2NaOH + Al2O3 + 3Н2О = 2Na[Al(OH)4];
2NaOH + Al2O3 2NaAlO2 + H2O.

. С солями с образованием новой соли и нового основания:

NaOH + MgCl2 = Mg(OH)2↓ + 2NaCl.

Растворимые в воде основания (щелочи) получают взаимодействием активных металлов или их оксидов с водой:

Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑;+ H2O = Ba(OH)2.

Нерастворимые в воде основания получают реакцией обмена:

Fe2(SO4)3 + 6KOH = 2Fe(OH)3↓ + 3K2SO4.
Соли - это продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками.
Средние соли (К2SO4, Na3PO4) - это продукты полного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотные остататки:
SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;
Mg(ОН)2 + 2HCl = MgCl2 + 2Н2О.

Кислые соли (Сa(HCO3)2, Nа2НРО4) - это продукты неполного замещения водорода в кислоте на металл:
+ H2SO4 = KHSO4 + H2O.

Кислые соли образуют только многоосновные кислоты, например H2SO4, Н3РО4, Н2СО3, H2S.
Основные соли (СuOHNO3, AlOHCl2) - это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотные остатки:
(ОН)3 + HNO3 = Fe(OH)2NO3 + 2Н2О;
Fe(ОН)3 + 2HNO3 = FeOH(NO3)2 + 2Н2О.

Основные соли образуют только многокислотные основания, например Сu(OH)2, Fe(OH)3, Mg(ОН)2.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение и свойства основных оксидов (групповой)
Взять пинцетом кусочек магниевой стружки и внести в пламя спиртовки. После воспламенения сжечь его над фарфоровой чашкой. Собранный в чашке оксид магния поместить в две пробирки. В одну прилить 1-2 мл воды, хорошо взболтать и добавить 1-2 капли фенолфталеина. В какой цвет он окрашивается? В другую пробирку добавить 1-2 мл разбавленной серной кислоты и нагреть на спиртовке до растворения осадка.
Требования к результатам опыта
. Составить уравнения реакций взаимодействия магния с кислородом, оксида магния с водой и серной кислотой. Пояснить, какое вещество изменило окраску индикатора.
. Сделать вывод, какие свойства (основные или кислотные) проявляет оксида магния.
Опыт 2. Получение и свойства кислотных оксидов (групповой)
(Проводить в вытяжном шкафу!) Поместить в металлическую ложечку кусочек серы величиной с горошину и нагреть на пламени спиртовки. Когда сера загорится, поднести к ней влажную индикаторную бумажку. В какой цвет она окрашивается?
Требования к результатам опыта
. Написать уравнения реакций взаимодействия серы с кислородом, оксида серы (IV) с водой. Пояснить, какое вещество изменило окраску индикатора.
. Сделать вывод, какие свойства (основные или кислотные) проявляет
оксид серы (IV).
Опыт 3. Взаимодействие амфотерных оксидов с кислотами и щелочами
В две пробирки поместить немного оксида цинка и прилить в одну пробирку соляной кислоты, а в другую - концентрированный раствор щелочи. Если осадок не растворяется, пробирку подогреть.
Требования к результатам опыта
. Написать уравнения реакций взаимодействия оксида цинка с кислотой и щелочью.
. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах оксида цинка.
Опыт 4. Получение и свойства оснований
Налить в пробирку 1-2 мл раствора сульфата никеля NiSO4 прибавить столько же раствора щелочи NaOH. Наблюдать образование студенистого осадка. Отметить его цвет. Содержимое пробирки поделить на две части. Испытать растворимость осадков в кислоте и щелочи.
Требования к результатам опыта
. Составить уравнения реакций получения гидроксида никеля (II) и его растворения.
. На основании проделанного опыта cделать вывод, какие свойства (кислотные или основные) проявляет Ni(OH)2.
Опыт 5. Получение основных солей
К 1-2 мл раствора хлорида кобальта (II) добавить концентрированный раствор щелочи до образования розового осадка гидроксида кобальта (II). К осадку прилить по каплям раствор соляной кислоты. Наблюдать образование синего осадка основной соли. Затем добавить избыток кислоты до растворения осадка.
Требования к результатам опыта
. Написать уравнение реакции получения гидроксида кобальта (II).
. Составить уравнение реакции получения основной соли CoOHCl.
. Написать уравнение реакции растворения CoOHCl в избытке кислоты.
Примеры решения задач
Пример 1.1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
→ NaOH → NaHS → Na2S → Na2SO4 → NaCl.

Решение. NaOH (гидроксид натрия) - основание (щелочь). Щелочи можно получить взаимодействием активного металла (в данном примере натрия) с водой:

Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑.
(гидросульфид натрия) - кислая соль. Кислые соли получаются при взаимодействии многоосновных кислот с основаниями в тех случаях, когда количество взятого основания недостаточно для образования средней соли:
2S + NaOH = NaHS.
2S (сульфид натрия) - средняя соль. Образуется при действии избытка щелочи на кислую соль:
+ NaОН = Na2S + H2O.
2SO4 (сульфат натрия), NaCl (хлорид натрия) - средние соли. Средние соли можно получить взаимодействием кислоты и соли:
2SO4 + Na2S = Na2SO4 + H2S↑,

взаимодействием двух солей:
2SO4 + СаCl2 = 2NaCl + СaSO4↓.

Пример 1.2. С какими из указанных ниже веществ будет взаимодействовать H2SO4: CO2; NaOH; BaCl2; HCl; Fe2O3. Написать уравнения соответствующих реакций.
Решение. Определяем, к каким классам относятся указанные соединения: CO2 - кислотный оксид, NaOH - основание (щелочь), BaCl2 - соль, HCl − кислота, Fe2O3 - основной оксид. Серная кислота будет взаимодействовать с основанием, основным оксидом и солью:
SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O;
3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O;SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

.1. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

.

б). Какие из приведенных веществ будут взаимодействовать между собой: Ca(OH)2 и NaOH; Pb(OH)2 и KOH; H2SO4 и H2SO3; HCl и Na2S; HNO3 и MgO? Написать уравнения соответствующих реакций.
.2. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
2 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → Fe2(SO4)3.

б). Какие из приведенных оксидов будут реагировать с HCl: N2O5; SO3; Al2O3; Cl2O7; ZnO; K2O? Написать уравнения соответствующих реакций.
.3. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

P → P2O5 → H3PO4 → Na3PO4 → Ca3(PO4)2.
б). Закончить уравнения реакций, доказывающих амфотерность оксида свинца (II): основные свойства PbO + HNO3 → …;

кислотные свойства PbO + KOH … .

.4. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
2 → NH3 → (NH4)2SO4 → NH4Cl → NH3 → NH4NO3.

б). Какие из приведенных оксидов реагируют с NaOH: MgO; Cl2O; Na2O; CrO3; CaO; CO2? Составить уравнения соответствующих реакций.
.5. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
→ SiO2 → K2SiO3 → H2SiO3 → SiO2.

б). Какие из указанных ниже веществ могут взаимодействовать с раствором KOH: HI; CuCl2; SO2; Ba(OH)2; SnO? Написать уравнения соответствующих реакций.
.6. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
3 ← SO2 ← S → FeS → H2S → KHS.

б). Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: Na2S; Fe2(SO4)3; K 3PO4.
.7. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Ca → Ca(OH)2 → CaCO3 → CaCl2 → Ca3(PO4)2.

б). Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: NaNO3; CaHРO4; CuOHCl.
.8. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
→ CuO → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2 → CuCl2.

б). Между какими из приведенных пар веществ возможна реакция: CO2 и SO2; LiOH и CO2; P2O5 и CaO; NaOH и KOH; Li2O и ZnO; Li2O и Na2O? Составить уравнения соответствующих реакций.
1.9. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
→ CdO → Cd(NO3)2 → Cd(OH)2 → CdSO4.

б). С какими из указанных ниже веществ может взаимодействовать серная кислота: HCl; BaCl2; MgO; CO2; NaOH; ZnO? Составить уравнения соответствующих реакций.
.10. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
→ ZnCl2 → Zn(OH)2 → ZnO → K2ZnO2.

б). Написать уравнения реакций образования солей: Na2SO3; Fe2(SO4)3; Ba(NO3)2 в результате взаимодействия основания и кислотного оксида.
.11. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
S → SO2 → SO3 → H2SO4 → KHSO4 → K2SO4.

б). Составить уравнения реакций образования солей: CaCO3; Al2(SO4)3; Na3PO4 в результате взаимодействия основного и кислотного оксидов.
.12. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
→ Al2(SO4)3 → Al(OH)3 → Al2O3 → KAlO2.

б). Закончить уравнения реакций, доказывающих амфотерность оксида олова (II): основные свойства SnO + HCl → …;

кислотные свойства SnO + KOH ….

.13. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
→ BaO → Ba(OH)2 → Ba(NO3)2 → BaCO3 → BaCl2.

б). Какие из приведенных оксидов взаимодействуют с КОН: Na2O; CO2; Ga2O3; MgO; CuO; Mn2O7? Написать уравнения соответствующих реакций.
.14. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
(NO3)3 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → FeO → FeCl2 → FeS.

б). Какие вещества могут быть получены при взаимодействии кислоты с солью? Кислоты с основанием? Соли с солью? Привести примеры соответствующих реакций.
.15. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
→ MgSO4 → Mg(OH)2 → MgOHNO3 → Mg(NO3)2.

б). Составить уравнения реакций, при помощи которых, исходя из четырех простых веществ - калия, серы, водорода и кислорода, можно получить гидроксид калия КОН; сульфид калия K2S; сероводородH2S.
.16. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
4 ← ZnO ← ZnS → ZnCl2 → Zn(OH)2 → Na2ZnO2.

б). Написать уравнения не менее четырех реакций, при помощи которых можно получить карбонат кальция CaCO3.
.17. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
← Cu(OH)2 ← CuSO4 ← Cu → CuO → CuCl2.

б). Написать уравнения реакций образования K2CrO4, Mg(NO3)2, BaSO4, Ca(ClO)2 в результате взаимодействия основания и кислотного оксида.
.18. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
→ FeSO4 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → FeCl3.

б). Могут ли находиться совместно в растворе: Ba(OH)2 и FeCl3; HCl и H2S; NaOH и НBr; NaOH и KOH; HCl и Na2CO3? Дать обоснованный ответ и привести уравнения соответствующих реакций.
.19. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
→ Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3 → NaAlO2.

б). Как, используя BaO, FeCl3, H2SO4, H2O, CuO, можно получить: гидроксид бария; гидроксид железа (III); сульфат меди (II)? Составить уравнения соответствующих реакций.
.20. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
→ PbS → PbO → Pb(NO3)2 → Pb(OH)2 → K2PbO2.

б). Составить уравнения четырех реакций, в результате которых образуется бромид натрия NaBr.

Лабораторная работа 2. Определение молярной массы эквивалентов цинка

Цель работы: изучить понятия «эквивалент», «молярная масса эквивалентов» и закон эквивалентов.
Задание: провести реакцию взаимодействия цинка с соляной кислотой и определить объем выделившегося водорода. На основании полученных данных вычислить массу водорода и молярную массу эквивалентов цинка. Выполнить требования к результату работы, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Эквивалент (Э) - это реальная или условная частица вещества, соответствующая одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях, или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Под реальной частицей понимают реально существующие соединения (NaOH, H2SO4, H2O), под условной - доли этих реальных частиц (½ H2SO4, ½ H2O). Эквивалент - безразмерная величина, состав которой выражают с помощью знаков и формул. Например,

Э (NaOH) = NaOH; Э (H2SO4) = ½ H2SO4; Э (MgCl2) = ½ MgCl2; Э (Са) = ½ Са.

Единицей количества вещества эквивалентов является моль. Моль эквивалентов - это количество вещества, содержащего 6,02×1023 эквивалентов. Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов (Mэк) и выражается в г/моль.
При определении молярной массы эквивалентов необходимо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.
Молярная масса эквивалентов вещества В, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается по формуле

,

где МВ - молярная масса вещества В; nē - число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.
Например, в реакции Mg0 + 2H+Cl = Mg+2Cl2 + H20 степень окисления магния изменяется от 0 до +2. Следовательно, магний теряет 2 электрона, т.е. одному электрону эквивалентна условная частица ½ атома Mg:

Э (Mg) = ½ Mg ; Мэк (Mg) = = 12 г/моль.

У водорода степень окисления меняется от +1 до 0, а т.к. молекула водорода состоит из двух атомов, то число принятых электронов будет равно 2. Таким образом, одному электрону эквивалентна условная частица ½ молекулы Н2:

Э (Н2) = ½ Н2 ; Мэк (Н2) = = 1 г/моль.

Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов:

.
Выполнение работы

Определение молярной массы эквивалентов цинка проводится в приборе, изображенном на рисунке.


Рис. Прибор для определения молярной массы эквивалентов цинка

Прибор состоит из трех частей: колбы А, двугорлой склянки Вульфа Б и приемника В. Отверстия двугорлой склянки закрываются резиновыми пробками, через которые проходят стеклянные трубки: короткая, оканчивающаяся сразу под пробкой, и длинная, доходящая почти до дна склянки. Короткая стеклянная трубка соединяется резиновой трубкой с колбой А, а длинная − со стеклянной трубкой Г, опущенной в приемник В. Работу следует выполнять в следующем порядке. В колбу налить 10-15 мл соляной кислоты. Закрепить колбу в горизонтальном положении. Получить у преподавателя навеску цинка и поместить ее в сухое горло колбы. Закрыть колбу резиновой пробкой и проверить герметичность прибора. Для этого открыть зажим Д и с помощью резиновой груши вдуть воздух в прибор через стеклянную трубку Г. В приборе создается избыточное давление, вследствие чего вода из трубки Г вытекает. Когда давление внутри прибора станет равным атмосферному, вода из трубки перестанет течь. Закрыть зажим Д. Если вода из трубки Г не уходит, прибор герметичен. Воду из приемника вылить и поставить его под трубку Г.
Наклонить колбу так, чтобы навеска цинка упала в кислоту, и открыть зажим. Водород, выделившийся при взаимодействии металла с кислотой, вытесняет воду из склянки Б в приемник В. Когда весь металл растворится, закрыть зажим, осторожно вынуть из приемника трубку Г (следить, чтобы из нее не вылилась вода) и измерить мерным цилиндром объем воды в приемнике. Этот объем равен объему водорода, выделившегося при взаимодействии цинка с кислотой. Записать показания барометра и термометра.
Требования к результатам работы
Исходные данные и результаты расчетов занести в табл. 2.1.

Таблица 2.1
Данные опыта и результаты расчетов

Масса цинка m (Zn), г	Объем выделившегося водорода V, л	Условия опыта	Масса водорда m (H2), г	Молярная масса эквивалентов цинка
		Температура Т, К	Давление атмсферн. Р1, кПа	Давл. водян. пара Р2, кПа		практич. Мэк,пр.(Zn), г/моль	теоретич. Мэк,т.(Zn), г/моль

Вычислить (все вычисления пояснить словами):
. Массу выделившегося объема водорода, пользуясь уравнением Менделеева - Клапейрона:

, откуда ,

где P - парциальное давление водорода, кПа; V - объем выделившегося водорода, л; m - масса водорода, г; M - молярная масса водорода, г/моль; Т - температура опыта, К; R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль·К).
В нашем опыте водород собирается над водой, содержит водяной пар, поэтому для вычисления парциального давления водорода нужно из величины атмосферного давления вычесть величину давления насыщенного водяного пара при температуре опыта (табл. 2.2): Р = Р1 - Р2.
2. Молярную массу эквивалентов цинка Мэк.пр.(Zn) по закону эквивалентов:

.

. Теоретическое значение молярной массы эквивалентов цинка Мэк,т.(Zn):

Мэк,т.(Zn) = .

. Относительную ошибку опыта Е (%):

.

Таблица 2.2
Давление насыщенного водяного пара при различных температурах

Температура Т, К	Давление водяного пара, кПа	Температура Т, К	Давление водяного пара, кПа	Температура Т, К	Давление водяного пара, кПа
288	1,693	292	2,186	296	2,799
289	1,817	293	2,337	297	2,982
290	1,933	294	2,479	298	3,166
291	2,062	295	2,642	299	3,360

Примеры решения задач

Пример 2.1. Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалентов H2S и NaOH в реакциях:
S + 2NaOH = Na2S + 2H2O; (1)S + NaOH = NaHS + H2O. (2)

Решение. Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующих в кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле

Мэк (кислоты, основания) =,

где М - молярная масса кислоты или основания; n - для кислот - число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; для оснований - число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.
Значение эквивалента и молярной массы эквивалентов вещества зависит от реакции, в которой это вещество участвует.
В реакции H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (1) оба иона водорода молекулы H2S замещаются на металл и, таким образом, одному иону водорода эквивалентна условная частица ½ H2S. В этом случае

Э (H2S) = ½ H2S, а Мэк (H2S) = = 17 г/моль.

В реакции H2S + NaOH = NaHS + H2O (2) в молекуле H2S на металл замещается только один ион водорода и, следовательно, одному иону эквивалентна реальная частица - молекула H2S. В этом случае
Э (H2S) = H2S, а Мэк (H2S) = =34 г/моль.

Эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен NaOH, так как в обоих случаях на кислотный остаток замещается одна гидроксильная группа. Молярная масса эквивалентов NaOH равна
Мэк (NaOH) = 40 г/моль.
Таким образом, эквивалент H2S в реакции (1) равен ½ H2S, в реакции (2) −
H2S, молярные массы эквивалентов H2S равны соответственно 17 (1) и 34 (2) г/моль; эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен NaOH, молярная масса эквивалентов основания составляет 40 г/моль.
Пример 2.2. Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалентов оксидов P2O5 и CaO в реакции P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2.
Решение. Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле

Мэк (оксида) =,

где М - молярная масса оксида; n - число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| - абсолютное значение степени окисления катиона или аниона.
В реакции P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2 эквивалент P2O5, образующего два трехзарядных аниона (РО4)3-, равен 1/6 P2O5, а Мэк (P2O5) = = 23,7 г/моль. Эквивалент СаО, дающего один двухзарядный катион (Са2+), равен ½ СаО, а Мэк (СаО) = = 28 г/моль.
Пример 2.3. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов фосфора в соединениях РН3, Р2О3 и Р2О5.
Решение. Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться следующей формулой:

Мэк (элемента) = ,

где МА - молярная масса элемента; |c.o.| - абсолютное значение степени окисления элемента.
Степень окисления фосфора в РН3, Р2О3, Р2О5 соответственно равна -3, +3 и +5. Подставляя эти значения в формулу, находим, что молярная масса эквивалентов фосфора в соединениях РН3 и Р2О3 равна 31/3 = 10,3 г/моль; в Р2О5 - 31/5 = 6,2 г/моль, а эквивалент фосфора в соединениях РН3 и Р2О3 равен 1/3 Р, в соединении Р2О5 - 1/5 Р.
Пример 2.4. Рассчитать молярную массу эквивалентов соединений фосфора РН3, Р2О3 и Р2О5.
Решение. Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей:

Мэк (РН3) = Мэк (Р) + Мэк (Н) = 10,3 + 1 = 11 г/моль;
Мэк (Р2О3) = Мэк (Р) + Мэк (О) = 10,3 + 8 = 18,3 г/моль;
Мэк (Р2О5) = Мэк (Р) + Мэк (О) = 6,2 + 8 = 14,2 г/моль.

Пример 2.5. На восстановление 7,09 г оксида металла со степенью окисления +2 требуется 2,24 л водорода при нормальных условиях. Вычислить молярные массы эквивалентов оксида и металла. Чему равна молярная масса металла?
Решение. Задача решается по закону эквивалентов. Так как одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, то удобно воспользоваться следующей формулой:
,

где Vэк (газа) - объем одного моля эквивалентов газа. Для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число молей эквивалентов (υ) в одном моле газа: υ = . Так, М (Н2) = 2 г/моль; Мэк (Н2) = 1 г/моль. Следовательно, в одном моле молекул водорода Н2 содержится υ = 2/1 = 2 моль эквивалентов водорода. Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) (Т = 273 К, Р = 101,325 кПа) занимает объем 22,4 л. Значит, моль водорода займет объем 22,4 л, а так как в одном моле водорода содержится 2 моль эквивалентов водорода, то объем одного моля эквивалентов водорода равен Vэк (Н2) = 22,4/2 = 11,2 л. Аналогично М (О2) = 32 г/моль, Мэк (О2) = 8 г/моль. В одном моле молекул кислорода О2 содержится υ = 32/8 = 4 моль эквивалентов кислорода. Один моль эквивалентов кислорода при нормальных условиях занимает объем Vэк (О2) = 22,4/4 = 5,6 л.
Подставив в формулу численные значения, находим, что Мэк (оксида) = г/моль.
Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей. Оксид - это соединение металла с кислородом, поэтому молярная масса эквивалентов оксида представляет собой сумму Мэк (оксида) = Мэк (металла) + Мэк (кислорода). Отсюда Мэк (металла) = Мэк (оксида) − Мэк (кислорода) = 35,45 - 8 = 27,45 г/моль.
Молярная масса эквивалентов элемента (Мэк) связана с атомной массой элемента (МА) соотношением: Мэк (элемента) =, где ½с.о.½ − степень окисления элемента. Отсюда МА = Мэк (металла) ∙ ½с.о.½ = 27,45×2 = 54,9 г/моль.
Таким образом, Мэк (оксида) = 35,45 г/моль; Мэк (металла) = 27,45 г/моль; МА (металла) = 54,9 г/моль.
Пример 2.6. При взаимодействии кислорода с азотом получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV). Рассчитать объемы газов, вступивших в реакцию при нормальных условиях.
Решение. По закону эквивалентов число молей эквивалентов веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, равны между собой, т.е. υ (О2) = υ (N2) = υ (NO2). Так как получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV), то, следовательно, в реакцию вступило 4 моль эквивалентов О2 и 4 моль эквивалентов N2.
Азот изменяет степень окисления от 0 (в N2) до +4 (в NО2), и так как в его молекуле 2 атома, то вместе они отдают 8 электронов, поэтому
Мэк (N2) = = 3,5 г/моль. Находим объем, занимаемый молем эквивалентов азота (IV): 28 г/моль N2 - 22,4 л
,5 г/моль N2 - х
х = л.
Так как в реакцию вступило 4 моль эквивалентов N2, то их объем составляет V (N2) = 2,8·4 = 11,2 л. Зная, что моль эквивалентов кислорода при нормальных условиях занимает объем 5,6 л, рассчитываем объем 4 моль эквивалентов О2, вступивших в реакцию: V (O2) = 5,6∙4 = 22,4 л.
Итак, в реакцию вступило 11,2 л азота и 22,4 л кислорода.
Пример 2.7. Определить молярную массу эквивалентов металла, если из 48,15 г его оксида получено 88,65 г его нитрата.
Решение. Учитывая, что Мэк (оксида) = Мэк (металла) + Мэк (кислорода), а Мэк (соли) = Мэк (металла) + Мэк (кислотного остатка), подставляем соответствующие данные в закон эквивалентов:

;
,

отсюда Мэк (металла) = 56,2 г/моль.
Пример 2.8. Вычислить степень окисления хрома в оксиде, содержащем 68,42 % (масс.) этого металла.
Решение. Приняв массу оксида за 100 %, находим массовую долю кислорода в оксиде: 100 - 68,42 = 31,58 %, т.е. на 68,42 частей массы хрома приходится 31,58 частей массы кислорода, или на 68,42 г хрома приходится 31,58 г кислорода. Зная, что молярная масса эквивалентов кислорода равна 8 г/моль, определим молярную массу эквивалентов хрома в оксиде по закону эквивалентов:

; Мэк (Cr) = г/моль.

Степень окисления хрома находим из соотношения ,
отсюда |c. o.| = = 3.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

.1. При взаимодействии 6,75 г металла с серой образовалось 18,75 г сульфида. Рассчитать молярные массы эквивалентов металла и его сульфида. Молярная масса эквивалентов серы равна 16 г/моль. (Ответ: 9 г/моль; 25 г/моль).
.2. Вычислить степень окисления золота в соединении состава: 64,9 % золота и 35,1 % хлора. Молярная масса эквивалентов хлора 35,45 г/моль.
(Ответ: 3).
.3. Вычислить молярные массы эквивалентов и эквиваленты Р2О5 в реакциях, идущих по уравнениям: Р2О5 + 3MgO = Mg3(PO4)2;
P2O5 + MgO = Mg(PO3)2.
(Ответ: 23,7 г/моль; 71 г/моль).
2.4. Сколько моль эквивалентов металла вступило в реакцию с кислотой, если при этом выделилось 5,6 л водорода при нормальных условиях?
(Ответ: 0,5 моль).
.5. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3РО3 израсходовано 1,291 г КОН. Вычислить молярную массу эквивалентов кислоты.
(Ответ: 41 г/моль).
.6. Определить молярную массу эквивалентов металла и назвать металл, если 8,34 г его окисляются 0,68 л кислорода при нормальных условиях. Металл окисляется до степени окисления +2. (Ответ: 68,7 г/моль).
.7. Вычислить степень окисления свинца в оксиде, в котором на 1 г свинца приходится 0,1544 г кислорода. (Ответ: 4).
2.8. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов Al(OH)3 в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O;
Al(OH)3 + 2HCl = AlOHCl2 + 2H2O;
Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O.

.9. Для получения гидроксида железа (III) смешали растворы, содержащие 0,2 моль эквивалентов щелочи и 0,3 моль эквивалентов хлорида железа (III). Сколько граммов гидроксида железа (III) получилось в результате реакции?
(Ответ: 7,13 г).
.10. Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислить молярную массу эквивалентов этого металла. (Ответ: 9 г/моль).
.11. При взаимодействии 22 г металла с кислотой выделилось при нормальных условиях 8,4 л водорода. Рассчитать молярную массу эквивалентов металла. Сколько литров кислорода потребуется для окисления этого же количества металла? (Ответ: 29,33 г/моль; 4,2 л.).
.12. Вычислить степень окисления мышьяка в соединении его с серой, в котором на 1 г мышьяка приходится 1,07 г серы. Молярная масса эквивалентов серы 16 г/моль. (Ответ: 5).
.13. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов Н3РО4 в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:

Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О;
Н3РО4 + 2КОН = К2НРО4 + 2Н2О;
Н3РО4 + 3КОН = К3РО4 + 3Н2О.

.14. При взаимодействии водорода и азота получено 6 моль эквивалентов аммиака. Какие объемы водорода и азота вступили при этом в реакцию при нормальных условиях? (Ответ: 67,2 л; 22,4 л.)
.15. При пропускании сероводорода через раствор, содержащий 2,98 г хлорида металла, образуется 2,2 г его сульфида. Вычислить молярную массу эквивалентов металла. (Ответ: 39 г/моль).
.16. Молярная масса эквивалентов металла равна 56,2 г/моль. Вычислить массовую долю металла в его оксиде. (Ответ: 87,54 %).
2.17. Определить эквивалент и молярную массу эквивалентов азота, кислорода, углерода в соединениях NH3, H2O, CH4.
2.18. Рассчитать молярную массу эквивалентов металла, если при взаимодействии 7,2 г металла с хлором было получено 28,2 г соли. Молярная масса эквивалентов хлора равна 35,45 г/моль. (Ответ: 12,15 г/моль).
.19. На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998 г NaOH. Вычислить эквивалент, молярную массу эквивалентов и основность Н3РО4 в этой реакции. На основании расчета написать уравнение реакции.
(Ответ: ½ H3РО4; 49 г/моль; 2).
.20. 0,43 г металла при реакции с кислотой вытеснили при нормальных условиях 123,3 мл водорода. 1,555 г этого же металла вступают во взаимодействие с 1,415 г некоторого неметалла. Рассчитать молярную массу эквивалентов неметалла. (Ответ: 35,5 г/моль).
Лабораторная работа 3. Определение теплоты реакции нейтрализации

Цель работы: изучить основные понятия термохимии (экзо- и эндотермические реакции, тепловой эффект, энтальпия, энтальпия образования вещества), закон Гесса и следствие из закона Гесса.
Задание: провести реакцию нейтрализации и определить повышение температуры. На основании полученных данных рассчитать изменение энтальпии и тепловой эффект реакции. Выполнить требования к результатам работы, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии (чаще всего теплоты). Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими, а с поглощением теплоты - эндотермическими. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции, называется тепловым эффектом реакции. Тепловой эффект химической реакции обычно относят к молю продукта реакции и большей частью выражают в килоджоулях. Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, равен изменению энтальпии системы ΔН. При экзотермической реакции энтальпия системы уменьшается (ΔН 0).
Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то в этом случае энтальпию реакции называют стандартной и обозначают ΔН°.
Определение тепловых эффектов может быть осуществлено опытным путем с помощью калориметра или путем вычислений. В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект химической реакции (т. е. изменение энтальпии ΔН) зависит только от начального и конечного состояния участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, стандартная энтальпия реакции nА + mВ → рС + qD рассчитывается по формуле

ΔН°х.р. = (рΔf Н °С + qΔf Н°D) − (nΔf Н°А + mΔf Н°B),

где Δf Н° - стандартная энтальпия образования вещества, кДж/моль.
Стандартной энтальпией образования вещества называется стандартная энтальпия реакции образования 1 моль данного вещества из простых веществ.

Выполнение работы

Любая реакция нейтрализации сильной кислоты щелочью сводится к процессу Н+ + ОН‾ → Н2О.
Для определения теплового эффекта реакции можно воспользоваться упрощенным калориметром, состоящим из трех стаканов - внешнего и двух внутренних.
В сухой внутренний стакан калориметра с помощью мерного цилиндра налить 25 мл 1 н. раствора щелочи. В другой сухой стакан налить 25 мл 1 н. раствора серной кислоты. Опустить в раствор щелочи термометр. Записать температуру и, не вынимая термометр из стакана, быстро влить кислоту в щелочь. Осторожно помешивая раствор термометром, отметить и записать максимальную температуру. Эту температуру считать конечной.
Требования к результатам работы
Полученные данные занести в табл. 3.1.

Таблица 3.1
Данные опыта и результаты расчетов

Температура Т, К	Изменение энтальпии ∆Н, кДж	∆Н°нейтр.практ., кДж/моль	∆Н°нейтр. теор., кДж/моль	Относит. ошибка опыта Е, %
началь-ная	конечная

Вычислить (все вычисления пояснить словами):
. Изменение энтальпии реакции ∆Н по формуле ΔH = −V∙ρ∙c∙ΔТ,
где V - общий объем раствора, мл; ρ - плотность раствора, г/мл; с - теплоемкость раствора, Дж/(г∙К); ΔТ - разность между конечной и начальной температурами. Принять плотность раствора после нейтрализации равной 1г/мл, а теплоемкость его − равной теплоемкости воды, т. е. 4,18 Дж/(г∙К).
2. Тепловой эффект реакции нейтрализации ∆Н°нейтр.практ. в расчете на 1 моль эквивалентов кислоты. Так как 1 моль эквивалентов кислоты содержится в 1 л (1000 мл) раствора, а для реакции было взято 25 мл, то

ΔHнейтр.практ. =.

. Теоретическое значение изменение энтальпии реакции нейтрализации ∆Н°нейтр. теор для уравнения Н+ + ОН‾ → Н2О.
Энтальпии образования (Δf Н°) для Н+, ОH‾ и Н2О соответственно равны 0; -230,2 и -285,8 кДж/моль.
. Относительную ошибку опыта Е (%):

.
Примеры решения задач

При решении задач этого раздела следует пользоваться табл. Б. 1.
Пример 3.1. Вычислить тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции горения ацетилена, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 10 л ацетилена при нормальных условиях?
Решение. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению

С2Н2 (г) + 5½О2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (г).

Пользуясь следствием из закона Гесса и справочными данными из табл. Б.1, вычисляем тепловой эффект реакции:

,
DH°х.р. = [2(-393,5) + (-241,8)] − [226,8 + 5½∙0] = -1255,6 кДж.

Термохимическими называются уравнения химических реакций, в которых указано изменение энтальпии. Изменение энтальпии (тепловой эффект) записывают в правой части уравнения после запятой.
Термохимическое уравнение реакции горения ацетилена имеет вид:

С2Н2 (г) + 5½О2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (г), DH°х.р. = -1255,6 кДж.

Тепловой эффект обычно относят к одному молю вещества. Следовательно, при сжигании 1 моль С2Н2 выделяется 1255,6 кДж. Однако по условию задачи сжигается 10 л ацетилена, что составляет 10/22,4 = 0,446 моль С2Н2, где 22,4 л/моль - мольный объем любого газа при нормальных условиях. Таким образом, при сгорании 0,446 моль (10 л) С2Н2 выделится 0,446×(1255,6) = 560 кДж теплоты.
Пример 3.2. Реакция идет по уравнению Fe2O3 (к) + 2Al (к) = 2Fe (к) + Al2O3 (к).
При восстановлении 48 г Fe2O3 выделяется 256,1 кДж теплоты. Вычислить тепловой эффект реакции и стандартную энтальпию образования Fe2O3.
Решение. Число молей Fe2O3, содержащихся в 48 г Fe2O3, составляет 48/160 = 0,3 моль, где 160 г/моль - молярная масса Fe2O3. Так как тепловой эффект относят к 1 моль вещества, то тепловой эффект данной реакции равен -256,1/0,3 =
= -853,7 кДж. Запишем термохимическое уравнение этой реакции:
2O3 (к) + 2Al (к) = 2Fe (к) + Al2O3 (к), DH°х.р. = -853,8 кДж.

Формула для расчета теплового эффекта данной реакции имеет вид:

,

отсюда находим :

.

После подстановки справочных данных из табл. Б. 1 получаем:

= 2×0 - 1676 - 2×0 + 853,8 = -822,2 кДж/моль.

Таким образом, тепловой эффект реакции равен -853,8 кДж, а составляет -822,2 кДж/моль.
Пример 3.3. Исходя из термохимических уравнений:
Н2 (г) + О2 (г) = Н2О2 (ж), ΔН°(1) = -187 кДж; (1)
Н2О2 (ж) + Н2 (г) = 2Н2О (г), ΔН°(2) = -297 кДж; (2)
Н2О (г) = Н2О (ж), ΔН°(3) = - 44 кДж, (3)

рассчитать значение стандартной энтальпии реакции образования Н2О (ж).
Решение. Запишем уравнение реакции, тепловой эффект которой необходимо определить: Н2 (г) + ½О2 (г) = Н2О (ж), ΔН°(4) - ? (4)
В уравнения (1), (2), (3) входят Н2О2 (ж) и Н2О (г), которые не входят в уравнение (4). Чтобы исключить их из уравнений (1), (2), (3), умножим уравнение (3) на 2 и сложим все три уравнения:

Н2 (г) + О2 (г) + Н2О2 (ж) + Н2 (г) + 2Н2О (г) = Н2О2 (ж) + 2Н2О (г) + 2Н2О (ж). (5)

После преобразования уравнения (5) и деления его на 2 получаем искомое уравнение (4). Аналогичные действия проделаем с тепловыми эффектами:

.

В результате получаем кДж,
т. е. энтальпия образования Н2О (ж): = -286 кДж/моль.
Пример 3.4. В каком направлении будет протекать при стандартных условиях реакция СН4 (г) + СО2 (г) ↔ 2СО (г) + 2Н2 (г)?
Решение. Направление протекания химической реакции определяет энергия Гиббса (∆G). Изменение энергии Гиббса в результате химической реакции равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Формула для расчета изменение энергии Гиббса изучаемой реакции имеет вид

.

Значения Δf G° берем из табл. Б. 1 и получаем

Δf G° = [2∙(-137,1) + 2∙0] − [(-50,8) + (-394,4)] = +171 кДж.

При р = const, T = const реакция самопроизвольно протекает в том направлении, которому отвечает убыль энергии Гиббса. Если ∆G 0, то самопроизвольное протекание процесса в прямом направлении невозможно. Если ∆G = 0, то реакция может протекать как в прямом направлении, так и в обратном, и система находится в состоянии равновесия.
Так как ∆G°х.р. = +171 кДж, т.е. ∆G > 0, то самопроизвольное протекание данной реакции в прямом направлении в стандартных условиях невозможно.
Пример 3.5. Определить изменение энтропии в стандартных условиях для реакции, протекающей по уравнению

С (графит) + 2Н2 (г) = СН4 (г).

Решение. Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (∆S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:
.

Подставляем в формулу справочные данные из табл. Б. 1 и получаем:
∆S°х.р. = 186,2 − (5,7 + 2∙130,6) = -80,7 Дж/К.
Пример 3.6. По значениям стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий веществ, участвующих в реакции, вычислить изменение энергии Гиббса реакции, протекающей по уравнению

СО (г) + Н2О (ж) = СО2 (г) + Н2 (г).

Решение. Изменение энергии Гиббса в химической реакции при температуре Т можно вычислить по уравнению

∆G°х.р. = ∆Н°х.р. - Т∆S°х.р..

Тепловой эффект реакции ∆Н°х.р. и изменение энтропии ∆S°х.р. определяем по следствию из закона Гесса:

;
.

Используя справочные данные табл. Б. 1, получаем:

∆Н°х.р. = [(-393,5) + 0] − [(-110,5) + (-285,8)] = +2,8 кДж;
∆S°х.р. = (213,7 + 130,6) − (197,5 + 70,1) = +76,7 Дж/К.

Изменение энергии Гиббса в химической реакции:

∆G°х.р. = ∆Н°х.р. - Т∆S°х.р.; Т = 298 К;
∆G°х.р. = 2,8 − 298∙76,7∙10-3 = -20,05 кДж.

Пример 3.7. Определить температуру, при которой установится равновесие в системе

СаСО3 (к) СаО (к) + СО2 (г).

Решение. При химическом взаимодействии одновременно изменяется энтальпия, характеризующая стремление системы к порядку, и энтропия, характеризующая стремление системы к беспорядку. Если тенденции к порядку и беспорядку в системе одинаковы, то ∆H°х.р. = Т∆S°х.р., что является условием равновесного состояния системы. Отсюда можно определить температуру, при которой устанавливается равновесие химической реакции для стандартного состояния реагентов:

.

Сначала вычисляем ∆Н°х.р. и ∆S°х.р. по формулам:

;
.

Используя справочные данные табл. Б. 1 получаем:
DH°х.р. = [- 635,5 + (-393,5)] - (-1207,1) = 178,1 кДж;
DS°х.р. = (39,7 + 213,7) - 92,9 = 160,5 Дж/К или 0,1605 кДж/К.
Отсюда температура, при которой устанавливается равновесие:
Травн. = 178,1/0,1605 = 1109,5 К.
Пример 3.8. Вычислить DH°х.р., ∆S°х.р. и DG°T реакции, протекающей по уравнению Fe2O3 (к) + 3C (к) = 2Fe (к) + 3CO (г). Возможна ли реакция
восстановления Fe2O3 углеродом при температуре 298 и 1000 К?
Решение. Вычисляем DH°х.р. и DS°х.р.:

,

DH°х.р. =[3(-110,5) + 2·0] - [-822,2 + 3·0] = -331,5 + 822,2 = +490,7 кДж;

,

DS°х.р. = (2·27,2 + 3·197,5) - (89,9 + 3·5,7) = 539,9 Дж/К или 0,540 кДж/К.
Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения DG°х.р. = DH°х.р. - ТDS°х.р..
DG°298 = 490,7 - 298×0,540 = +329,8 кДж;
DG°1000 = 490,7 - 1000×0,540 = -49,3 кДж.
Так как DG°298 > 0, а DG°1000 Номер пробиркиОбъем, млОтносительная концентрация Na2S2O3, %Время τ, сОтносительная скорость V = 100/τNa2S2O3H2OH2SO41603100242366,7324333,3
. Рассчитать относительную скорость реакции по соотношению
V = 100/τ.
. Выразить графически зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, откладывая на оси абсцисс относительную концентрацию, а на оси ординат - относительную скорость реакции.
. Пояснить, какой линией выражается найденная зависимость. Проходит ли она через начало координат и почему?
. Сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Налить в три пробирки по 3 мл раствора тиосульфата натрия, в три другие пробирки - по 3 мл раствора серной кислоты.
Первую пару пробирок (кислота - тиосульфат) и термометр поместить в стакан с водой комнатной температуры. Через 3-5 мин, когда растворы в пробирках примут температуру воды, записать показания термометра. Слить растворы в одну пробирку и встряхнуть ее несколько раз. Определить время от начала реакции до появления заметной мути.
Для следующего определения в стакан подлить горячей воды так, чтобы температура стала на 10 °С выше. Поместить вторую пару пробирок и оставить их на 3-5 мин, поддерживая температуру постоянной. Слить содержимое пробирок и отметить время. Повторить опыт с третьей парой пробирок, повысив температуру еще на 10 °С.
Требования к результатам опыта
Данные опыта занести в табл. 4.2.

Таблица 4.2
Данные опыта и результаты расчетов

Номер пробирки	Температура t, °С	Время τ, с	Относительная скорость, V=100/τ	g	gср.
1				g1
2				g2
3

. Рассчитать относительную скорость реакции по соотношению
V = 100/τ.
2. Вычислить температурный коэффициент скорости реакции g, разделив
V2 на V1 и V3 на V2. Найти среднее значение

gср. = .

. Выразить графически зависимость скорости реакции от температуры, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат - относительную скорость. Проходит ли кривая через начало координат и почему?
. Сделать вывод о зависимости скорости химической реакции от температуры.
Примеры решения задач

Пример 4.1. Как изменится скорость реакции каждой из реакций:

NO (г) + Cl2 (г) = 2NOCl (г); (1);
СаО (к) + СО2 (г) = СаСО3 (к), (2),

если в каждой системе увеличить давление в 3 раза?
Решение. Реакция (1) гомогенная и, согласно закону действия масс, начальная скорость реакции равна ; реакция (2) гетерогенная, и ее скорость выражается уравнением . Концентрация веществ, находящихся в твердой фазе (в данной реакции СаО), не изменяется в ходе реакции, поэтому не включается в уравнение закона действия масс.
Увеличение давления в каждой из систем в 3 раза приведет к уменьшению объма системы в 3 раза и увеличению концентрации каждого из реагирующих газообразных веществ в 3 раза. При новых концетрациях скорости реакций рассчитываются по формулам:

(1) и (2).

Сравнивая выражения для скоростей V и V', находим, что скорость реакции (1) возрастает в 27 раз, а реакции (2) - в 3 раза.
Пример 4.2. Реакция между веществами А и В выражается уравнением
А + В = D. Начальные концентрации составляют (моль/л): СА = 5 , СВ = 3,5. Константа скорости равна 0,4. Вычислить скорость реакции в начальный момент и в тот момент, когда в реакционной смеси останется 60 % вещества А.
Решение. По закону действия масс . В начальный момент скорость V1 = 0,4×52×3,5 = 35. По истечении некоторого времени в реакционной смеси останется 60 % вещества А, т. е. концентрация вещества А станет равной 5×0,6 = 3 моль/л. Значит, концентрация А уменьшилась на 5−3 = 2 моль/л. Так как А и В взаимодействуют между собой в соотношении 2:1, то концентрация вещества В уменьшилась на 1 моль и стала равной 3,5 - 1 = 2,5 моль/л.
Следовательно, V2 = 0,4×32×2,5 = 9.
Пример 4.3. Через некоторое время после начала реакции 2NO + O2 = 2NO2 концентрации веществ составляли (моль/л): = 0,06; = 0,12; = 0,216. Найти исходные концентрации NO и O2.
Решение. Исходные концентрации NO и O2 находим на основе уравнения реакции, согласно которому на образование 2 моль NO2 расходуется 2 моль NO. По условию задачи образовалось 0,216 моль NO2, на что израсходовалось 0,216 моль NO. Значит, исходная концентрация NO равна
= 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л.
По уравнению реакции на образование 2 моль NO2 необходимо 1 моль О2, а для получения 0,216 моль NO2 требуется 0,216/2 = 0,108 моль О2. Исходная концентрация О2 равна = 0,12 + 0,108 = 0,228 моль/л.
Таким образом, исходные концентрации составляли:
= 0,276 моль/л; = 0,228 моль/л.
Пример 4.4. При 323 К некоторая реакция заканчивается за 30 с. Определить, как изменится скорость реакции и время ее протекания при 283 К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2.
Решение. По правилу Вант-Гоффа находим, во сколько раз изменится скорость реакции:
.

Скорость реакции уменьшается в 16 раз. Скорость реакции и время ее протекания связаны обратно пропорциональной зависимостью. Следовательно, время протекания данной реакции увеличится в 16 раз и составит 30×16 = 480 с = 8 мин.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

.1. Реакция протекает по уравнению 3Н2 + СО = СН4 + H2O.
Начальные концентрации реагирующих веществ были (моль/л): = 0,8; C CO = 0,6. Как изменится скорость реакции, если концентрацию водорода увеличить до 1,2 , а концентрацию оксида углерода до 0,9 моль/л?
(Ответ: увеличится в 5 раз).
.2. Реакция разложения N2O идет по уравнению 2N2O = 2N2 + O2. Константа скорости реакции равна 5·10-4. Начальная концентрация = 0,32 моль/л.
Определить скорость реакции в начальный момент и в тот момент, когда разложится 50 % N2O. (Ответ: 5,12.10-5; 1,28.10-5).
.3. Реакция между веществами А и В выражается уравнением А + 2В = D. Начальные концентрации (моль/л): СА = 0,3 и СВ = 0,4. Константа скорости равна 0,8. Вычислить начальную скорость реакции и определить, как изменилась скорость реакции по истечении некоторого времени, когда концентрация вещества А уменьшилась на 0,1 моль. (Ответ: 3,84.10-2; уменьшилась в 6 раз).
.4. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры на 30 °С, время протекания реакции увеличилось в 64 раза? (Ответ: 4).
№ 4.5. Вычислить, при какой температуре реакция закончится за 45 мин, если при 20 °С на это потребуется 3 ч. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. (Ответ: 33 °С).
.6. Как изменится скорость реакции CO + Cl2 = COCl2, если повысить давление в 3 раза и одновременно повысить температуру на 30 °С (γ = 2)?
(Ответ: увеличится в 72 раза).
.7. Реакции протекают по уравнениям:

С (к) + О2 (г) = СО2 (г); (1)
СО (г) + О2 (г) = 2СО2 (г). (2)

Как изменится скорость (1) и (2) реакций, если в каждой системе: а) уменьшить давление в 3 раза; б) увеличить объем сосуда в 3 раза; в) повысить концентрацию кислорода в 3 раза? (Ответ: а) уменьшится в (1) в 3, во (2) в 27 раз;
б) уменьшится в (1) в 3, во (2) в 27 раз; в) увеличится в (1) и (2) в 3 раза).
.8. Реакция идет по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа скорости равна 0,16. Исходные концентрации Н2 и I2 соответственно равны 0,04 и 0,05 моль/л. Вычислить начальную скорость реакции и ее скорость, когда концентрация Н2 станет равной 0,03 моль/л. (Ответ: 3,2.10-4; 1,9.10-4).
.9. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:
(к) + О2 (г) = SO2 (г); (1)
SO2 (г) + О2 (г) = 2SO3 (г). (2)

Как изменится скорость (1) и (2) реакций, если в каждой системе: а) увеличить давление в 4 раза; б) уменьшить объем сосуда в 4 раза; в) повысить концентрацию кислорода в 4 раза? (Ответ: а) увеличится в (1) в 4, во (2) − в 64 раза; б) увеличится в (1) в 4, во (2) − в 64 раза; в) увеличится в (1) и (2) в 4 раза.
.10. Константа скорости реакции 2А + В = D равна 0,8. Начальные концентрации (моль/л): СА = 2,5 и СВ = 1,5. В результате реакции концентрация вещества СВ оказалась равной 0,6 моль/л. Вычислить, чему стала равна СА и скорость реакции. (Ответ: 0,7 моль/л; 0,235).
.11. Реакция протекает по уравнению

HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2.

Через некоторое время после начала реакции концентрации участвующих в ней веществ стали (моль/л): = 0,85; = 0,44; = 0,30. Вычислить начальные концентрации HCl и О2. (Ответ: = 1,45; = 0,59 моль/л).
.12. Начальные концентрации веществ в реакции СО + Н2О ↔ СО2 + Н2 были равны (моль/л): CCO = 0,5; = 0,6; = 0,4; = 0,2. Вычислить концентрации всех участвующих в реакции веществ после того, как прореагировало 60 % Н2О. (Ответ: CCO = 0,14; = 0,24; = 0,76; = 0,56 моль/л).
.13. Как изменится скорость реакции 2СО + О2 = СО2, если: а) объем реакционного сосуда увеличить 3 раза; б) увеличить концентрацию СО в 3 раза; в) повысить температуру на 40 °С (γ = 2)? (Ответ: а) уменьшится в 27 раз; б) увеличится в 9 раз; в) увеличится в 16 раз).
.14. При 10 °С реакция заканчивается за 20 мин. Сколько времени будет длиться реакция при повышении температуры до 40 °С, если температурный коэффициент равен 3? (Ответ: 44,4 с).
.15. Во сколько раз следует увеличить а) концентрацию СО в системе 2СО = СО2 + С, чтобы скорость реакции возросла в 4 раза? б) концентрацию водорода в системе N2 + 3H2 = 2NH3, чтобы скорость реакции возросла в 100 раз? в) давление в системе 2NO + O2 = 2NO2, чтобы скорость образования NO2 возросла в 103 раз? (Ответ: 2 раза; 4,64 раза; 10 раз).
.16. Скорость реакции А + 2В = АВ2 при СА = 0,15 и СВ = 0,4 моль/л равна 2,4∙10−3. Определить константу скорости и скорость реакции, когда концентрация В станет 0,2 моль/л. (Ответ: 0,1; 2∙10-4).
4.17. Как изменится скорость реакции 2А + В = А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 3 раза, концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза, а температуру повысить на 40 °С (γ = 2)? (Ответ: увеличится в 72 раза).
4.18. Реакция идет по уравнению 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O. Через некоторое время после начала реакции концентрации участвующих в ней веществ стали (моль/л): = 0, 009; = 0,02; = 0,003. Вычислить: а) концентрацию водяного пара в этот момент; б) исходные концентрации сероводорода и кислорода. (Ответ: = 0,003; = 0,012; = 0,0245 моль/л).
.19. Две реакции протекают при 25 °С с одинаковой скоростью. Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2, второй - 3. Найти отношение этих скоростей при 75 °С. (Ответ: V2/V1 = 7,59).
4.20. Реакция идет по уравнению N2 + 3H2 = 2NH3. Через некоторое время после начала реакции концентрации реагирующих веществ были (моль/л):
= 0,8; = 1,5; = 0,1. Вычислить концентрации веществ в момент, когда концентрация N2 стала 0,5 моль/л. (Ответ: = 0,6 ; = 0,7 моль/л).

Лабораторная работа 5. Катализ

Цель работы: изучить понятия «катализатор», «катализ», «катализ гомогенный и гетерогенный».
Задание: провести каталитическое разложение пероксида водорода. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Катализаторами называются вещества, увеличивающие скорость химических реакций, но сами остающиеся после нее химически неизменными. Явление изменения скорости реакции под воздействием катализаторов называется катализом.
Катализатор бывает гомогенный и гетерогенный. Если катализатор и реагирующие вещества находятся в одном фазовом состоянии, то катализ называют гомогенным. Механизм гомогенного катализа объясняется возникновением при участии катализатора нестойких промежуточных соединений. При этом энергия активации понижается и активными становятся молекулы, энергия которых была недостаточна для осуществления реакции без катализатора. Например, реакция

SO2 (г) + O2 (г) → 2SO3 (г)

протекает с малой скоростью. Для увеличения скорости реакцию проводят в присутствии катализатора NO, который с одним из реагентов, а именно с О2, образует нестойкое промежуточное соединение NO2, взаимодействующее в свою очередь с другим реагентом SO2:

О2 (г) + 2NO (г) → 2NO2 (г)
NO2 (г) + 2SO2 (г) → 2SO3 (г) + 2NO (г)
О2 (г) + 2SO2 (г) → 2SO3 (г).

Как видим, в суммарное уравнение реакции катализатор не входит, т.е. в результате реакции он не испытывает химическое превращение.
Если катализатор и взаимодействующие вещества находятся в разных фазовых состояниях, т. е. имеют границу раздела, то катализ называют гетерогенным. В этом случае катализаторами обычно являются твердые вещества, на поверхности которых реагируют жидкости или газы. Суммарная скорость реакции на твердом катализаторе зависит от площади его поверхности, поэтому для ускорения реакции применяют катализаторы с развитой поверхностью: тонко измельченные порошки или подложки (пористые угли, силикаты) с нанесенным тонким слоем катализатора. Гетерогенные каталитические реакции начинаются со стадии адсорбции, в результате которой разрываются или ослабляются химические связи в молекулах реагирующих веществ, и молекулы становятся активными.

Выполнение работы

Опыт 1. Гомогенный катализ. Каталитическое ускорение реакции разложения пероксида водорода
Налить в пробирку 10 мл 30 %-го раствора (по массе) пероксида водорода. Опустить в пробирку, не касаясь раствора, тлеющую лучинку. Объяснить, почему она не вспыхивает.
В коническую колбу налить 10 мл 0,01 М раствора молибдата натрия Na2MoO4 и затем постепенно прилить 10 мл пероксида водорода. Наблюдать изменение окраски раствора и выделение пузырьков газа. Для завершения реакции смесь слегка нагреть и при помощи тлеющей лучинки убедиться в наличии кислорода в колбе.
Требования к результату опыта
. Объяснить наблюдения, приняв во внимание следующие реакции между молибдатом натрия и пероксидом водорода:

H2O2 + Na2MoO4 → Na2MoO8 + 4H2O
Na2MoO8 → Na2MoO4 + 2O2
H2O2 → 2H2O + O2.

. Объяснить роль молибдата натрия.
Опыт 2. Гетерогенный катализ. Каталитическое действие диоксида марганца на разложение пероксида водорода
Налить в пробирку 1-2 мл 30 %-го (по массе) раствора пероксида водорода. С помощи тлеющей лучинки убедиться в отсутствии кислорода. Внести в раствор на кончике шпателя диоксид марганца. Что наблюдается? Убедиться с помощью тлеющей лучинки в наличии кислорода.
Требование к результату опыта
. Написать уравнение реакции разложения пероксида водорода.
. Объяснить, почему катализатор увеличивает скорость реакции.

Примеры решения задач

Пример 5.1. Промышленная установка, работающая на ванадиевом катализаторе (V2O5), производит в сутки 30000 кг моногидрата H2SO4. Объем катализатора в установке 0,7 м3. Рассчитать активность катализатора.
Решение. Мерой активности катализатора является изменение скорости химической реакции в результате введения в систему катализатора. Количественно активность катализатора оценивается производительностью катализатора (Ak). Под производительностью катализатора подразумевают количество вещества, получающееся в единицу времени с единицы площади поверхности (Sk), массы (mk) или объема (Vk) катализатора. Производительность катализатора равна
,

где m − масса получаемого вещества; τ − время протекания процесса.
Для определения производительности катализатора выразим время в часах:
Ak = = 1785,7 кг/(м3∙час).
Таким образом, активность ванадиевого катализатора при получении моногидрата H2SO4 равна 1785,7 кг/(м3∙час).
Пример 5.2. Энергия активации некоторой реакции без катализатора равна 75,24 кДж/моль, а с катализатором - 50,14 кДж/моль. Во сколько раз возрастет скорость реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 25 °С?
Решение. Обозначим энергию активации реакции без катализатора через Ea, а с катализатором - через Ea/, соответствующие константы скорости реакции обозначим через k и k/ . Для решения задачи используем преобразованное уравнение Аррениуса:

.

Подставляя в это уравнение данные задачи, выражая энергию активации в джоулях и учитывая, что Т = 298 К, получим
.
Окончательно находим k//k = 2,5∙104. Таким образом, снижение энергии активации на 25,1 кДж привело к увеличению скорости реакции в 25 тысяч раз.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения

.1. При окислении NH3 на платиновом катализаторе было получено в течение суток 1440 кг HNO3. Для окисления было использовано 0,064 кг катализатора. Рассчитать активность катализатора. (Ответ: 937,5 кг/(м3∙час)).
.2. Зависит ли значение энергии активации реакции в случае гетерогенного катализа от площади поверхности катализатора и от его структуры?
.3. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 298 К, если энергию активации ее уменьшить на 4 кДж/моль? (Ответ: в 5 раз).
.4. Чему равна энергия активации реакции, если при повышении температуры от 290 К до 300 К скорость ее увеличится в 2 раза? (Ответ: 49,9 кДж/моль).
.5. Каково значение энергии активации реакции, скорость которой при 300 К в 10 раз больше, чем при 280 К? (Ответ: 80,3 кДж/моль).
.6. За 12 ч было синтезировано 45 000 кг NH3. Объем использованного катализатора 1,2 м3. Определить производительность катализатора.
(Ответ: 3125 кг/(м3∙час)).
.7. Найти объем катализатора для синтеза NH3, если производительность установки 5000 м3 аммиака в час. Производительность используемого катализатора 2000 кг/(м3∙час). (Ответ: 1,9 м3).
.8. Изменится ли значение константы скорости реакции при замене одного катализатора другим?
.9. Каков механизм участия в химическом процессе веществ, замедляющих скорость химической реакции и называемых отрицательными катализаторами и ингибиторами?
.10. Один катализатор снижает энергию активации при 300 К на 20 кДж/моль, а другой на 40 кДж/моль. Какой катализатор эффективнее? Во сколько раз возрастет скорость реакции при использовании того или иного катализатора? (Ответ: второй; 3,1∙103; 9,4∙106).
.11. Жиры и углеводы окисляются в живых организмах при температуре около 37 °С, а вне живых организмов окисление происходит при 450-500 °С. Объяснить причины этого явления.
.12. Привести примеры каталитических реакций. Можно ли, с помощью катализаторов, сместить химическое равновесие? Какова роль катализатора в обратимых реакциях?
.13. Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 32,3 кДж/моль, а в присутствии катализатора она равна 20,9 кДж/моль. Во сколько раз возрастет скорость этой реакции в присутствии катализатора при 25 °С? (Ответ: в 100 раз).
.14. Стенки реакционного сосуда часто оказывают большое влияние на скорость химических процессов, ускоряя или замедляя их. Привести возможные причины этого явления.
.15. К каким последствиям может привести смещение равновесия под действием катализатора?
.16. Почему вода в глиняном сосуде не растворяет кремний, а в стеклянном растворяет? Как проверить предложенное объяснение?
.17. Каково влияние природы растворителя (полярность) на скорость реакции? Можно ли считать, что растворитель в зависимости от природы обладает каталитическим или ингибирующим действием?
.18. Обычно, чем полярнее растворитель, тем сильнее ослабляются связи в реагирующих молекулах и тем выше становится их реакционная способность. В каком растворителе реакции проходят быстрее? Имеются ли исключения из этого правила?
.19. Перечислить причины ускорения реакции гетерогенным катализатором.
.20. Способствует ли повышение температуры первому этапу гетерогенного катализа - адсорбции молекул реагирующих веществ на поверхности твердого катализатора?

Лабораторная работа 6. Химическое равновесие

Цель работы: изучить понятия «химическое равновесие», «смещение равновесия», факторы, влияющие на смещение равновесия, закон действия масс для обратимых процессов.
Задание: проделать опыты и определить, как влияет изменение концентрации реагирующих веществ и температуры на смещение равновесия. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Химическим равновесием называется такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Закон действия масс для обратимых процессов: в состоянии химического равновесия при постоянной температуре отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ есть величина постоянная. Она называется константой равновесия и обозначается Кс. Для реакции
А + mВ рС + qD

константа равновесия имеет вид ,
где [A], [B], [C], [D] - равновесные концентрации реагирующих веществ; n, m, p, q - коэффициенты перед веществами А, В, C, D.
Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока условия равновесия (концентрация, температура, давление), при которых оно установилось, сохраняются постоянными. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей прямой и обратной реакций и новыми равновесными концентрациями всех веществ. Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением равновесия.
При увеличении концентрации исходных веществ и уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону прямой реакции. При увеличении концентраций продуктов реакции и понижении концентраций исходных веществ равновесие смещается в сторону обратной реакции. Например, в реакции

СО + О2 2СО2

увеличение концентраций СО, О2 (исходные вещества) или уменьшение концентрации СО2 (продукт реакции) приводит к смещению равновесия вправо. Увеличение концентрации СО2 или понижение концентраций исходных веществ СО, О2 смещает равновесие влево.
При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, при понижении - в направлении экзотермической реакции. Например, в равновесной системе

N2 + O2 2NO, ∆Н°х.р. = 180,5 кДж,

прямая реакция эндотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению химического равновесия в сторону прямой реакции, а понижение температуры - в сторону обратной реакции.
Выполнение работы
Опыт 1. Влияние изменения концентрации на смещение равновесия
Для опыта удобно воспользоваться реакцией
3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl.
Из веществ этой системы только роданид железа (III) Fe(SCN)3 окрашен в красный цвет. Поэтому всякое изменение его концентрации можно легко заметить по изменению интенсивности окраски раствора, что позволяет сделать вывод о направлении смещения равновесия системы при изменении концентрации реагирующих веществ.
Смешать в пробирке равные объемы разбавленных растворов хлорида железа (III) и роданида калия. Полученный раствор разлить поровну в 4 пробирки. Оставить одну пробирку для сравнения, а в трех других изменить концентрации реагирующих веществ. Для этого добавить в первую пробирку несколько капель концентрированного раствора роданида калия, во вторую - несколько капель концентрированного раствора хлорида железа (III), в третью - кристаллического хлорида калия. Сравнить окраску в трех пробирках с контрольной.
Требования к результатам опыта
. Сделать вывод о направлении смещения равновесия и изменении концентрации каждого из компонентов в каждой пробирке.
. Сформулировать правило смещения равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.
. Написать выражение константы равновесия для данной реакции.
Опыт 2. Влияние изменения температуры на смещение равновесия
Прибор, состоящий из двух шаров, заполнен смесью оксида азота (IV) и его димером. Чистый оксид азота (IV) существует при температуре выше 140 °С. Ниже этой температуры NO2 частично полимеризуется по уравнению

NO2 N2O4, ΔH° = -23 кДж.
2 - газ бурого цвета, N2O4 - бесцветен. Изменение температуры позволяет судить о смещении равновесия в системе по изменению интенсивности окраски газов.
Один шар прибора опустить в стакан с холодной, а второй - в стакан с горячей водой. Наблюдать изменение интенсивности окраски газов в шарах.
Требования к результатам опыта
. Сделать вывод о направлении смещения равновесия в данной реакции при нагревании и охлаждении.
. Сформулировать правило смещения равновесия при изменении температуры.
. Написать выражение константы равновесия для данной реакции.
Примеры решения задач
Пример 6.1. При некоторой температуре в системе N2 (г) + 3Н2 (г) 2NH3 (г) равновесные концентрации составляли (моль/л): [N2] = 1,5; [H2] = 1,7; [NH3] = 2,6. Вычислить константу равновесия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода.
Решение. Константа равновесия данной реакции выражается уравнением

.

Подставляя данные задачи, получаем .
Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. Согласно уравнению реакции на образование 2 моль NH3 расходуется 1 моль N2. По условию задачи образовалось 2,6 моль NH3, на что израсходовалось 1,3 моль N2. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим его исходную концентрацию: = 1,5 + 1,3 = 2,8 моль/л.
По уравнению реакции на образование 2 моль NH3 необходимо 3 моль H2, а для получения 2,6 моль NH3 требуется 3×2,6/2 = 3,9 моль H2. Исходная концентрация водорода = 1,7 + 3,9 = 5,6 моль/л. Таким образом, КС = 0,92; исходные концентрации = 2,8, = 5,6 моль/л.
Пример 6.2. Реакция протекает по уравнению А + В D + F. Определить равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ А и В, соответственно, равны 2 и 1,2 моль/л, а константа равновесия реакции КС = 1.
Решение. Так как все вещества в данной реакции реагируют в одинаковых соотношениях, обозначим изменение концентрации всех реагирующих веществ через x. К моменту установления равновесия образовалось х моль D и х моль F и соответственно [D] = x; [F] = x. По уравнению реакции на столько же уменьшились концентрации А и В, т. е. [A] = 2 - x; [B] = 1,2 - x. Подставим равновесные концентрации в выражение константы равновесия:

; ; х = 0,75.

Отсюда равновесные концентрации равны: [D] = 0,75 моль/л; [F] = 0,75 моль/л;
[A] = 2 - 0,75 = 1,25 моль/л; [B] = 1,2 - 0,75 = 0,45 моль/л.
Пример 6.3. Реакция протекает по уравнению 2SO2 + O2 2SO3. В каком направлении сместится химическое равновесие, если объем системы уменьшить в 3 раза?
Решение. До изменения объема скорости прямой и обратной реакций выражались уравнениями:

; .

При уменьшении объема в 3 раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в 3 раза. После увеличения концентрации скорость прямой реакции стала
,

т. е. возросла в 27 раз; а скорость обратной - , т. е. возросла в 9 раз. Следовательно, равновесие сместится в сторону прямой реакции (вправо).
Пример 6.4. В какую сторону сместится химическое равновесие реакции А + В D, если повысить температуру на 30 °С? Температурные коэффициенты скорости прямой (γ1) и обратной (γ2) реакции равны соответственно 2 и 3.
Решение. При повышении температуры на 30° скорость прямой реакции возрастет в раз, а скорость обратной в раз. Так как скорость обратной реакции возросла в 27 раз, а скорость прямой в 8 раз, то равновесие этой реакции при повышении температуры сместится в сторону обратной реакции (влево).
Пример 6.5. Как изменятся скорости прямой и обратной реакции, если в системе 2NO (г) + О2 (г) 2NO2 (г) уменьшить давление в 2 раза? Произойдет ли при этом смещение равновесия? Если да, то в какую сторону?
Решение. До уменьшения давления выражения для скорости прямой и обратной реакции имели вид ; .
При уменьшении давления в 2 раза концентрации каждого из реагирующих веществ уменьшаются в 2 раза, так как общий объем системы увеличивается в 2 раза. Тогда

;
.

В результате уменьшения давления скорость прямой реакции уменьшилась в 8 раз, а скорость обратной - в 4 раза. Таким образом, скорость обратной реакции будет в 2 раза больше, чем прямой, и смещение равновесия произойдет в сторону обратной реакции, т. е. в сторону разложения NO2.
Пример 6.6. В каком направлении сместится равновесие реакции
2 ↔ СО + Cl2, ∆H°х.р. = +112,5 кДж

а) при повышении давления; б) с понижением температуры; в) при уменьшении концентрации хлора?
Решение. а). При повышении давления равновесие смещается в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа, при понижении давления - в сторону реакции, идущей с увеличением числа молекул газа. В левой части приведенной реакции 1 молекула (COCl2), а в правой - 2 (1 СО и 1 Cl2), поэтому при повышении давления равновесие смещается в сторону обратной реакции.
б). При понижении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции, при повышении температуры - в сторону эндотермической. В нашем примере прямая реакция эндотермическая (∆H°х.р. > 0), а обратная - экзотермическая, следовательно, при понижении температуры равновесие сместится в сторону обратной реакции. в). При увеличении концентрации исходных веществ и уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону продуктов реакции. При уменьшении концентрации хлора (продукта реакции) равновесие сместится в сторону прямой реакции, т.е. в сторону образования продуктов реакции.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения

.1. При нагревании диоксида азота в закрытом сосуде до некоторой температуры равновесие реакции 2NO2 2NO + O2 установилось при следующих концентрациях (моль/л): [NO2] = 0,4; [NO] = 1; [O2] = 0,5. Вычислить константу равновесия для этой температуры и исходную концентрацию диоксида азота.
(Ответ: 3,125; 1,4 моль/л).
.2. Реакция протекает по уравнению АВ А + В. При некоторой температуре из 1 моль АВ, находящегося в закрытом сосуде емкостью 20 л, разлагается 0,6 моль АВ. Определить константу равновесия. (Ответ: 0,045).
.3. Константа равновесия реакции N2O4 2NO2 равна 0,16 при 375 К. Равновесная концентрация NO2 равна 0,09 моль/л. Вычислить равновесную концентрацию N2O4. (Ответ: 0,051 моль/л).
.4. Рассчитать равновесную концентрацию О3 и константу равновесия в реакции 3О2 (г) 2О3 (г), если начальная масса О2 равна 24 г, а равновесная концентрация О2 равна 0,6 моль/л. (Ответ: 0,1 моль/л; 0,046).
.5. Используя справочные данные табл. Б. 1, рассчитать ΔН°х.р. реакции, протекающей по уравнению 2NO2 (г) 2NO (г) + O2 (г) и определить, в какую сторону сместится равновесие при охлаждении системы.
.6. Рассчитать равновесные концентрации газообразных веществ в гетерогенной системе FeO (к) + CO (г) Fe (к) + CO2 (г), если начальная концентрация СО составляла 2 моль/л, константа равновесия КС = 0,6.
(Ответ: 1,25; 0,75 моль/л.).
.7. При состоянии равновесия в системе N2 + 3H2 2NH3 концентрации веществ были (моль/л): [N2] = 0,3; [H2] = 0,9; [NH3] = 0,4. Рассчитать, как изменятся скорости прямой и обратной реакции, если концентрации всех участвующих в реакции веществ увеличить в 4 раза. В каком направлении сместится равновесие? (Ответ: 256; 16).
.8. Вычислить константу равновесия для гомогенной системы
CO (г) + H2O (г) СO2 (г) + H2 (г),

если равновесные концентрации реагирующих веществ (моль/л): [CO] = 0,004; [H2O] = 0,064; [CO2] = 0,016, [H2] = 0,016. Чему равны исходные концентрации воды и СО?
(Ответ: 1; 0,08 моль/л; 0,02 моль/л).
6.9. В начальный момент протекания реакции NiO (к) + Н2 (г) Ni (к) + H2O (г) концентрации были равны (моль/л): = 0,5; = 1,7. Рассчитать равновесные концентрации газообразных веществ, если КС = 5,66.
(Ответ: 0,33; 1,87 моль/л).
.10. В реакторе при некоторой температуре протекает реакция
СО2 + Н2 СО + Н2О. Определить константу равновесия, если в начальный момент = 2,15 моль/л, = 1,25 моль/л, а к моменту равновесия прореагировало 60 % начального количества СО2. (Ответ: 0,8).
.11. Определить, в какую сторону произойдет смещение равновесия реакции CO2 (г) + 4Н2 (г) СН4 (г) + 2Н2О (г), ∆Н°х.р. = -165 кДж при следующих воздействиях: а) увеличении давления; б) повышении концентрации СО2; в) понижении температуры.
.12. В гомогенной системе установилось равновесие 2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O. Константа равновесия КС = 3∙105. Исходные вещества или продукты реакции будут преобладать в равновесной смеси веществ? Вычислить равновесную концентрацию диоксида серы, если равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции, равны (моль/л): [H2S] = 0,02; [O2] = 0,30; [H2O] = 0,40. (Ответ: 4,5 моль/л).
.13. Рассчитать КС реакции PCl5 (г) PCl3 (г) + Cl2 (г) при 500 К, если к моменту равновесия разложилось 54 % PCl5, а исходная концентрация PCl5 была равна 1 моль/л. (Ответ: 0,634).
6.14. После смешивания газов А и В в системе А (г) + В (г) С (г) +D (г) устанавливается равновесие при следующих концентрациях: [B] = 0,5 моль/л; [C] = 0,2 моль/л. Константа равновесия реакции равна 4×10-2. Найти исходные концентрации вещества А и В. (Ответ: 2,2; 0,7 моль/л).
.15. Система С (графит) + СО2 (г) 2СО (г), DН°х.р. = 172,5 кДж находится в состоянии равновесия. Как повлияет на равновесие системы: а) повышение температуры; б) понижение давления; в) понижение концентрации СО2?
.16. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе
SO2 + O2 2SO3 составляли (моль/л): [SO2] = 0,04; [O2] = 0,06; [SO3] = 0,02. Определить константу равновесия и исходные концентрации SO2 и O2.
(Ответ: 4,17; 0,06 моль/л; 0,07 моль/л).
.17. Реакция протекает по уравнению NO + Cl2 NOCl2, DН Номер титрованияV (HCl) (объем кислоты)V (NaOH) (объем щелочи)Vср (NaOH) (среднее значение объема щелочи)123
Вычислить:
. Молярную концентрацию эквивалентов раствора кислоты по закону эквивалентов:

сэк (HCl)∙V(HCl) = сэк (NaOH)∙V (NaOH),
откуда, моль/л,

где сэк (HCl) и сэк (NaOH) - молярные концентрации эквивалентов растворов; V (HCl) и V (NaOH) - объемы реагирующих растворов.
. Титр раствора НСl по формуле
, г/мл.

Примеры решения задач
Пример 7.1. Водный раствор содержит 354 г H3PO4 в 1 л. Плотность раствора ρ = 1,18 г/мл. Вычислить: а) массовую долю (%) H3PO4 в растворе; б) молярную концентрацию; в) молярную концентрацию эквивалентов; г) моляльность;
д) титр; е) молярные доли H3PO4 и Н2О.
Решение. а). Для расчета массовой доли воспользуемся формулой

; .

б). Молярная концентрация вещества В или молярность (сВ или М) - отношение количества растворенного вещества к объему раствора:

, моль/л, (1)

где nB - количество вещества В, моль; mB - масса вещества В, г; МВ - молярная масса вещества В, г/моль; Vр - объем раствора, л.
Молярная масса H3PO4 равна 98 г/моль. Молярную концентрацию раствора находим из соотношения (1):
= 3,61 моль/л.
в). Молярную концентрацию эквивалентов рассчитываем по формуле

.
Молярная масса эквивалентов H3PO4 равна 32,7 г/моль. = 10,83 моль/л.
г). Моляльная концентрация вещества В или моляльность (сm(B)) - отношение количества растворенного вещества к массе растворителя:

, моль/кг, (2)

где nВ - количество вещества В, моль; mB - масса вещества В, г; mS - масса растворителя, г; МВ − молярная масса вещества В, г/моль.
Для определения моляльности по формуле (2) необходимо рассчитать массу растворителя в растворе. Масса раствора составляет 1,18∙1000 = 1180 г.
Масса растворителя в растворе mS = 1180 - 354 = 826 г.
Моляльная концентрация раствора равна
= 4,37 моль/кг.
д). Титр раствора можно рассчитать по формулам:

; = = 0,354 г/мл,
; = 0,354 г/мл,
; = 0,354 г/мл.

е). Молярная (мольная) доля вещества В (хВ), безразмерная величина - отношение количества данного вещества к суммарному количеству всех веществ, составляющих раствор, включая растворитель.
Если раствор состоит из одного растворенного вещества и растворителя, то молярная доля вещества (хВ) равна

, (3)

а молярная доля растворителя (xS)

, (4)

где nB - количество растворенного вещества, моль; nS - количество вещества растворителя, моль.
Сумма молярных долей всех веществ раствора равна единице.
В 1 л раствора содержится 3,61 моль H3PO4 (см. пункт б). Масса растворителя в растворе 826 г, что составляет = 45,9 моль.
Молярные доли H3PO4 и Н2О рассчитываем по формулам (3) и (4):
0,073;
0,927.
Пример 7.2. Сколько миллилитров 50 %-го раствора HNO3, плотность которого 1,32 г/мл, требуется для приготовления 5 л 2 %-го раствора, плотность которого 1,01 г/мл?
Решение. При решении задачи пользуемся формулой

.
Сначала находим массу азотной кислоты в 5 л 2 %-го раствора:
101 г.
Чтобы ответить на вопрос задачи, надо определить, в каком объеме раствора с массовой долей HNO3 50 % содержится 101 г HNO3:

= 153 мл.

Таким образом, для приготовления 5 л 2 %-го раствора HNO3 требуется 153 мл 50 %-ного раствора HNO3.
Пример 7.3. На нейтрализацию 50 мл раствора кислоты израсходовано 25 мл 0,5 н. раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?
Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то можно написать
∙н. (А) = VB∙н. (B);

∙н. (кислоты) = 25∙0,5, отсюда
н. (кислоты) = 0,25 н..
Следовательно, для реакции был использован 0,25 н. раствор кислоты.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

.1. В одном литре раствора содержится 10,6 г карбоната натрия Na2CO3. Рассчитать молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалентов и титр раствора. (Ответ: 0,1 М; 0,2 н.; 10,6∙10-3 г/мл)
.2. Вычислить молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов 20 %-го раствора хлорида кальция плотностью 1,178 г/мл.
(Ответ: 2,1 М; 4,2 н.).
.3. Сколько моль HNO3 содержится в 250 мл раствора с массовой долей кислоты 30 % и плотностью, равной 1,18 г/мл? (Ответ: 1,40 моль).
.4. Водный раствор содержит 5 г CuSO4 в 45 г воды. Вычислить массовую долю (%) CuSO4 в растворе, а также моляльность и мольные доли CuSO4 и Н2О.
(Ответ: 10 %; 0,694 моль/кг; 0,012; 0,988).
.5. Вычислить титры растворов: а) 0,05 М NaCl; б) 0,004 н. Ca(OH)2;
в) 30 %-го КОН, ρ = 1,297 г/мл.
(Ответ: а) 0,00292; б) 0,148∙10‾3; в) 0,389 г/мл).
.6. Чему равна нормальность 30 %-го раствора NaOH плотностью 1,328 г/мл? К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Получился раствор плотностью 1,054 г/мл. Вычислить массовую долю (%) NaOH в полученном растворе. (Ответ: 9,96 н.; 6,3 %).
.7. В 1 кг воды растворили 666 г КОН, плотность раствора равна 1,395 г/мл. Вычислить массовую долю КОН в полученном растворе, молярность и мольные доли щелочи и воды. (Ответ: 40 %; 9,96 моль/л; 0,176; 0,824).
.8. Какой объем 2 М раствора К2СО3 надо взять для приготовления 1 л 0,25 н. раствора? (Ответ: 62,5 мл).
.9. Из 600 г 5 %-го раствора сульфата меди упариванием удалили 100 г воды. Чему равна массовая доля CuSO4 в оставшемся растворе? (Ответ: 6 %).
.10. Какой объем 50 %-го КОН (ρ = 1,538 г/мл) требуется для приготовления 3 л 6 %-го раствора (ρ = 1,048 г/мл)? (Ответ: 245,3 мл).
.11.Какая масса гидроксида натрия потребуется для приготовления 2 л 0,5 М раствора? (Ответ: 40 г).
.12. Вычислить моляльную и молярную концентрацию эквивалентов 20,8 %-го раствора HNO3 плотностью 1,12 г/мл. (Ответ: 4,17 моль/кг; 3,7 моль/л)
.13. Сколько миллилитров 0,2 М раствора Na2CO3 требуется для реакции с 50 мл 0,5 М раствора CaCl2? (Ответ: 125 мл).
.14. Плотность 15 %-го раствора Н2SO4 1,105 г/мл. Вычислить молярность, моляльность и молярную концентрацию эквивалентов раствора серной кислоты. (Ответ: 1,69 моль/л; 1,8 моль/кг; 3,38 моль/л).
.15. Рассчитать массы медного купароса CuSO4 ∙ 5Н2О и воды, необходимые для приготовления 500 г 2 %-го раствора сульфата меди. Определить молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов, если плотность раствора равна 1,015 г/мл. (Ответ: = 15,6 г; = 484,4 г;
= 0,13 моль/л; сэк (CuSO4) = 0,25 моль/л).
.16. При растворении 18 г Н3РО4 в 282 мл воды получили раствор фосфорной кислоты, плотность которого 1,031 г/мл. Вычислить молярную, моляльную, молярную концентрацию эквивалентов полученного раствора и его титр.
(Ответ: 0,63 моль/л; 0,65 моль/кг; 1,89 моль/л.; 0,062 г/мл).
.17. На нейтрализацию 20 мл раствора, содержащего в 1 л 12 г щелочи, израсходовано 24 мл 0,25 н. раствора кислоты. Вычислить молярную массу эквивалентов щелочи. (Ответ: 40 г/моль).
.18. На нейтрализацию 31 мл 0,16 н. раствора щелочи требуется 217 мл раствора H2SO4. Вычислить нормальность и титр раствора H2SO4.
(Ответ: 0,023 н.; 1,127∙10‾3 г/мл).
.19. Смешали 10 мл 10 %-го раствора HNO3 (ρ = 1,056 г/мл) и 100 мл 30 %-го раствора HNO3 (ρ = 1,184 г/мл). Вычислить массовую долю HNO3 в полученном растворе. (Ответ: 28,36 %).
.20. Вычислить массовую долю (%) нитрата серебра в 1,4 М растворе, плотность которого 1,18 г/мл. (Ответ: 20,2 %).
Лабораторная работа 8. Реакции в растворах электролитов

Цель работы: изучить понятия «электролиты», «электролитическая диссоциация», рассмотреть кислоты, основания, амфотерные электролиты, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации, отличать сильные и слабые электролиты, научиться составлять ионно-молекулярные уравнения.
Задание: провести реакции обмена в растворах электролитов, выполнить требования к результатам опытов и оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Электролитами называют вещества (кислоты, основания, соли), которые в растворах диссоциируют на ионы и проводят электрический ток.
Электролитическая диссоциация - распад молекул растворенного вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.
Кислоты - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:
О2 H+ + NО2‾.

Основания - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов:
4OH NH4+ + OH‾.

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Ga(OH)3, Cr(OH)3.
Диссоциацию растворимой части амфотерного электролита можно представить следующей схемой:

H+ + BeO22− Be(OH)2 Be2+ + 2OH‾.

Соли - электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов:
(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42‾;

средняя соль
→ Na+ + HCO3‾;

кислая соль
CuOH+ + Cl‾.

основная соль
Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты - это вещества, которые в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются: все хорошо растворимые соли, кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4), щелочи (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Слабые электролиты - это вещества, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. К слабым электролитам относятся: H2O, NH4OH; некоторые соли; кислоты CH3COOH, HF, HNO2, HCN, HClO, H2SO3, H2CO3, H2S, H3PO4; все нерастворимые в воде основания, например Mg(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2.
Реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионно-молекулярных уравнений, порядок составления которых следующий:
а) записывают молекулярное уравнение реакции и в обеих частях уравнения подчеркивают вещества, которые не будут полностью диссоциировать на ионы (нерастворимые вещества, слабые электролиты, газы):
3 + KCl = AgCl↓ + KNO3;

б) составляют полное ионное уравнение реакции. Осадки, газы и слабые электролиты полностью на ионы не диссоциируют, поэтому в ионных уравнениях записываются в молекулярном виде:
+ + NO3‾ + K+ + Cl‾ = AgCl↓ + K+ + NO3‾;

в) составляют краткое ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:
+ + Clˉ = AgCl↓.

Реакции обмена в растворах сильных электролитов протекают до конца
или практически необратимо, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:
·нерастворимые (↓):

CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6NaCl
Ca2+ + 6Cl‾ + 6Na+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2↓ + 6Na+ + 6Cl‾
Ca2+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2↓;

·газообразные (↑):

HCl + Na2S = H2S↑ + 2NaCl
H+ + 2Cl‾ + 2Na+ + S2- = H2S↑ + 2Na+ +2Cl‾
H+ + S2- = H2S↑;

·малодиссоциирующие (слабые электролиты):
SO4 + 2KNO2 = 2HNO2 + K2SO4
H+ + SO42− + 2К+ + 2NO2‾ = 2HNO2 + 2K+ + SO42−+ + NO2‾ = HNO2.

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита, реакции обмена не протекают.
Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой - слабый электролит. Такие реакции протекают обратимо, причем равновесие смещается в сторону наименее диссоциировааных веществ. Так, равновесие в системе
(OH)2↓ + 2HCl MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2↓ + 2H+ + 2Cl‾ Mg2+ + 2Cl‾ + 2H2O
Mg(OH)2↓ + 2H+ Mg2+ + 2H2O

смещено вправо, в сторону малодиссоциированных молекул воды.
Выполнение работы

Опыт 1. Сравнение химической активности кислот
В одну пробирку налить 1-2 мл раствора уксусной кислоты (CH3COOH), в другую - столько же раствора соляной кислоты (HCl). Взять два приблизительно одинаковых по величине кусочка мрамора и бросить по одному в каждую пробирку. Наблюдать выделение газа и отметить, в какой пробирке процесс идет более энергично.
Требования к результатам опыта
. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия мрамора (СаСО3) с уксусной и соляной кислотой.
. Сделать вывод, от концентрации каких ионов зависит скорость выделения газа. В растворе какой кислоты концентрация этих ионов больше?
. Учитывая, что для опыта взяты растворы соляной и уксусной кислот одинаковой концентрации, сделать вывод об относительной силе исследованных кислот.
Опыт 2. Реакции, идущие с образованием осадка
Налить в три пробирки по 1-2 мл сульфата магния, хлорида железа (III), сульфата меди (II) и прибавить в каждую по такому же количеству щелочи. Наблюдать образование осадков, отметить цвет. Осадки сохранить для следующего опыта.
Требование к результатам опыта
Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования осадков гидроксидов магния, железа (III) и меди (II).
Опыт 3. Реакции, идущие с образованием слабого электролита
К полученным в предыдущем опыте осадкам гидроксидов магния, железа, и меди прилить раствор соляной кислоты до полного их растворения.
Требования к результатам опыта
. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций растворения осадков гидроксидов магния, железа (III) и меди (II).
. Объяснить растворение осадков в кислоте.
Опыт 4. Реакции, идущие с образованием газа
Налить в пробирку 1-2 мл раствора карбоната натрия, прилить в нее раствор соляной кислоты. Наблюдать выделение газа.
Требование к результатам опыта
Составить молекулярное и ионные уравнения реакции взаимодействия Na2CO3 с HCl.
Опыт 5. Амфотерные электролиты
В одну пробирку налить 2-3 мл раствора хлорида цинка, другую - столько же сульфата хрома (III). Затем в каждую пробирку добавить разбавленный раствор щелочи до выпадения осадков гидроксидов. В каждом случае осадки разделить на две пробирки. В одну из пробирок прилить раствор соляной кислоты, а в другую - раствор щелочи до растворения осадков.
Требования к результатам опыта
. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования осадков Zn(OH)2 и Cr(OH)3.
. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций растворения осадков гидроксидов цинка и хрома (III) в кислоте и щелочи.
. Записать уравнения диссоциации полученных гидроксидов по типу кислот и по типу оснований.

Примеры решения задач

Пример 8.1. Составить молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:
(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O;PO4 + 3OH− = PO43− + 3H2O;3− + OH− = CO32− + H2O.
Решение. В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны ионы, которые образуются при диссоциации сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов. Например:
(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O;
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O;+ KOH = K2CO3 + H2O.

При выполнении подобных заданий следует пользоваться табл. Б.3.
Пример 8.2. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, подтверждающие амфотерный характер гидроксида свинца.
Решение. Амфотерные электролиты могут диссоциировать по типу кислоты и основания, поэтому Pb(OH)2 может растворяться как в кислоте, проявляя свойство основания, так и в щелочи, проявляя свойства кислоты.

Как основание: Pb(OH)2 + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O
Pb(OH)2 + 2H+ = Pb2+ + 2H2O.
Как кислота: Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4]
Pb(OH)2 + 2OH‾ = [Pb(OH)4]2−.
Схема диссоциации Pb(OH)2:
H+ + [Pb(OH)4]2− Pb(OH)2 + 2H2O [Pb(H2O)2]2+ +2OH‾.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

.1. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K2S и CuSO4; б) AgNO3 и NH4Cl;
в) Na2SiO3 и H2SO4; г) CaCO3 и HNO3.
.2. Составить по два молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3; б) H+ + OH− = H2O; в) Cu2+ + S2− = CuS.
8.3. Можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно следующие пары веществ: а) KOH и Ba(NO3)2; б) NiSO4 и (NH4)2S; в) Pb(NO3)2 и KCl;
г) CuCl2 и Na2S? Представить возможные реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
.4. Смешивают попарно растворы: а) KOH и Mg (NO3)2; б) Li2СO3 и HCl;
в) Fe(NO3)3 и KOH; г) NH4Cl и NaOH. В каких случаях реакции практически пойдут до конца? Представить их в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
.5. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) BaCO3 и HNO3; б) Fe2(SO4)3 и KOH;
в) HCl и K2S; г) CH3COOK и HCl.
.6. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Mg(OH)2 и CH3COOH; б) NH4NO3 и KOH; в) Ca(NO3)2 и K2CrO4; г) AlCl3 и Ba(OH)2.
.7. Смешивают попарно растворы: а) K2SO3 и HCl; б) Na2SO4 и KCl;
в) CH3COONa и HNO3; г) Al2(SO4)3 и избыток KOH. В каких из приведенных случаев реакции практически пойдут до конца? Составить для этих уравнений молекулярные и ионно-молекулярные реакций.
.8. Какие из веществ будут взаимодействовать с гидроксидом калия:
а) Ba(OH)2; б) Sn(OH)2; в) NiSO4; г) H3PO4? Выразить эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
.9. Составить по два молекулярных уравнения, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями: а) OH‾ + HS‾ = H2O + S2−;
б) CO32− + 2H+ = H2O + CO2; в) OH‾ + NH4+ = NH4OH.
.10. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Na2SO3 и H2SO4; б) CH3COOH и KOH;
в) Na2HPO4 и NaOH; г) Be(OH)2 и KOH.
.11. Смешивают попарно растворы: а) Cu(NO3)2 и Na2SO4; б) BaCl2 и K2SO4; в) NaHCO3 и NaOH; г) Cd(OH)2 и HCl. В каких из приведенных случаев реакции практически пойдут до конца? Составить для этих реакций молекулярные и ионно-молекулярные уравнения.
.12. Составить молекулярные и ионно- молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K2S и HCl; б) KHCO3 и H2SO4; в) MgSO4 и BaCl2; г) Ba(OH)2 и H2SO4.
.13. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, соответствующие следующим превращениям:
а) CO32− → CaCO3 → Ca2+- → CaSO4 ; б) S2− → FeS → Fe2+.
.14. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Hg(NO3)2 и Na2S; б) Li2SO3 и HCl; в) Ca(HCO3)2 и Ca(OH)2.
.15. Составить по два молекулярных уравнения, которые соответствуют следующим сокращенным ионно-молекулярным уравнениям:
а) CH3COO− + H+- = CH3COOH; б) Ba2+ + CrO42− = BaCrO4; в) Ag+ + I− = AgI.
8.16. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих в растворах между: а) диоксидом углерода и гидроксидом бария; б) силикатом натрия и хлороводородной кислотой; в) сульфидом железа (II) и серной кислотой; г) иодидом калия и нитратом свинца.
.17. Закончить молекулярные и составить ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:
а) Fe2(SO4)3 + K3PO4 = …; б) Ba(NO3)2 + Na2CO3 = …; в) Cu(NO3)2 + K2S = ….
.18. Закончить молекулярные и составить ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:
а) Pb(NO3)2 + H2SO4 = …; б) CaCl2 + AgNO3 = …;
в) SnCl2 + NaOH = …; г) KOH + HNO3 = ….
.19. Исходя из сокращенной ионно-молекулярной формы уравнения, составить по два молекулярных уравнения: а) CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2;
б) Ba2+ + SO42− = BaSO4; в) Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.
.20. Написать молекулярные и ионно-молеулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Hg(NO3)2 и Nal; б) MgCO3 и HCl;
в) CuSO4 и H2S.

Лабораторная работа 9. Гидролиз солей

Цель работы: изучить понятие «гидролиз», рассмотреть типы гидролиза солей, научиться составлять молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей.
Задание: определить рН среды в растворах различных солей, выявить влияние концентрации растворов и температуры на смещение равновесия гидролиза. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению рН среды.
Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят катионы слабых оснований, или анионы слабых кислоты, или те и другие одновременно. Эти ионы связываются с ионами H+ или OH‾ из воды с образованием слабого электролита, в результате чего нарушается равновесие электролитической диссоциации воды H2O ↔ H+ + OH‾. В растворе накапливаются ионы H+ или ОН‾, сообщая ему кислую или щелочную реакцию. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, NaNO3, K2SO4, BaCl2, LiNO3), гидролизу не подвергаются. В этом случае ни катион, ни анион соли не будут связывать ионы воды в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие диссоциации воды не нарушается. Реакция среды в растворах таких солей нейтральная, pH~7
Можно выделить три типа гидролиза:
. Г и д р о л и з п о а н и о н у происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований (CH3COOK, KNО2, Na2CO3, Cs3PO4). В этом случае анион слабой кислоты связывается с иоными Н+ из воды с образованием слабого электролита.
В качестве примера рассмотрим гидролиз нитрита калия KNО2. Эта соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HNО2. При растворении в воде KNО2 полностью диссоциирует на ионы K+ и NО2‾. Катионы K+ не могут связывать ионы ОH‾ воды, так как KOH - сильный электролит. Анионы же NО2‾ связывают ионы H+ воды, в результате чего в растворе появляются молекулы слабой кислоты HNО2 и гидроксид-ионы OH‾.
Порядок составление уравнений гидролиза следующий:
а) записывают уравнение диссоциации соли и подчеркивают ион, который может образовать с ионами воды (Н+ или ОН−) слабый электролит:
2 = K+ + NO2−;

б) составляют краткое ионное уравнение и указывают рН среды:
− + НОН HNO2 + OH− pH > 7;

в) составляют полное ионное уравнение реакции. Для этого прибавляют к левой и правой частям краткого ионного уравнения ионы, не претерпевающие в результате гидролиза никаких изменений. В рассматриваемом примере - это катионы калия:
+ + NО2‾ + H2O HNО2 + K+ + OH‾;

г) составляют молекулярное уравнение гидролиза. Для этого ионы из полного ионного уравнения соединяют в молекулы:
О2 + H2O HNО2 + KOH.
Продукты гидролиза - слабая кислота HNО2 и гидроксид калия КОН.
Соли, образованные сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролизуются ступенчато. Гидролиз протекает в значительно большей мере по первой ступени, что приводит к образованию кислых солей:
S = 2Na+ + S2−− + НOН HS‾ + OH‾ pH > 7
Na+ + S2- + H2O Na+ + HS‾ + Na+ + OH‾S + H2O NaHS + NaOH.

Продуктами гидролиза является кислая соль NaHS и гидроксид натрия NaOH.
2. Г и д р о л и з п о к а т и о н у происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот (NH4Cl, CuSO4, FeCl3, AlCl3, Pb(NO3)2, ZnSO4). В этом случае катион слабого основания связывается с ионами ОН− из воды с образованием слабого электролита. Так, гидролиз суьфата цинка может быть представлен уравнениями:
4 = Zn2+ + SO42−
Zn2+ + HOН ZnOH+ + H+ рН 7 7); у анода − кислота HNO3 и рН Номер титрованияV (FeSO4) Объем соли железаV (KMnO4) Объем перманганата калияVср (KMnO4) Средний объем перманганата калия123
Требования к результатам опыта
. Рассчитать молярную концентрацию эквивалентов раствора соли железа по закону эквивалентов:

сэк (FeSO4) · V (FeSO4) = сэк (KMnO4) · V (KMnO4) ,
откуда ,

где сэк (FeSO4) и сэк (KMnO4) - молярные концентрации эквивалентов растворов; V (FeSO4) и V (KMnO4) − объемы реагирующих растворов.
. Рассчитать, какому количеству металлического железа соответствует содержание FeSO4 в объеме исследуемого раствора по формуле
(Fe) = Mэк (Fe) · сэк (FeSO4),
где Mэк (Fe) - молярная масса эквивалентов железа.
3. Рассчитать титр раствора FeSO4 по формуле

, г/мл,

где Мэк (FeSO4) - молярная масса эквивалентов FeSO4; сэк (FeSO4) - молярная концентрация эквивалентов FeSO4.

Примеры решения задач

Пример 35.1. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент KCrO2 как восстановителя, если KCrO2 окисляется до K2CrO4.
Решение. При окислении KCrO2 степень окисления хрома повышается с +3 до +6. Молярная масса эквивалентов восстановителя равна частному от деления молярной массы восстановителя на число отданных электронов:
Мэк (KCrO2) = 123 / 3 = 41 г/моль; эквивалент KCrO2 равен ⅓ KCrO2.
Пример 35.2. Найти нормальность раствора NaOH, если нa титрование 20 мл 0,1 н. раствора щавелевой кислоты израсходовано 21мл NaOH.
Решение. Поскольку вещества взаимодействуют в эквивалентных количествах, то можно записать н.к ∙ Vк = н.щ ∙ Vщ
где н.к. - нормальность раствора кислоты, Vк − объем кислоты; н.щ - нормальность раствора щелочи, Vщ - объем щелочи. Следовательно, нормальность NaOH равна н.щ = н.к.∙ Vк / Vщ = 0,1∙20 / 21 = 0,952.
Таким образом, для титрования был использован 0,952 н. раствор NaOH.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

.1. На титрование 20 мл 0,1 М раствора HCl потребовалось 16 мл КОН. Чему равна молярная концентрация КОН? (Ответ: 0,125 моль/л).
.2. Вычислить титры растворов: а) 0,05 М NaCl; б) 0,004 н. Ca(OH)2;
в) 0,5 н. HNO3. (Ответ: а) 0,00292 г/мл; б) 0,148∙10−3 г/мл; в) 0,0315 г/мл).
.3. Чему равна масса осадка, образующегося при сливании 250 мл раствора карбоната натрия с молярной концентрацией 0,1 моль/л и 200 мл хлорида бария с молярной концентрацией 0,15 моль/л? (Ответ: 4,925 г).
.4. При гравиметрическом определении свинца в сплаве получено 1,4642 г PbSO4. Какова масса свинца в сплаве? (Ответ: 1 г).
.5. Вычислить титры растворов: а) 1 н. H2SO4, б) 1 M H3PO4,
в) 0,1 н. расвора КОН. (Ответ: а) 0,049 г/мл; б) 0,098 г/мл; в) 0,0056 г/мл).
.6. На осаждение гидроксида железа (Ш) из 15 мл раствора FeCl3 пошло 10 мл 0,1 н. щелочи. Вычислить массу образовавшегося осадка гидроксида железа (Ш). (Ответ: 0,0356 г).
.7. На нейтрализацию 10 мл соляной кислоты неизвестной концентрации пошло 12 мл 0,1 н. раствора NaOH. Определить нормальность и титр раствора соляной кислоты. (Ответ: 0,12 н.; 4,38∙10−3 г/мл).
.8. Написать уравнения реакций взаимодействия перманганата калия KMnO4 с сульфитом натрия Na2SO3 в: а) кислой среде, б) нейтральной среде и вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов в каждом случае.
(Ответ: а) 1/5 KMnO4; 31,6 моль/л; б) 1/3 KMnO4; 52,7 моль/л).
.9. Вычислить нормальность одномолярного раствора дихромата калия K2Cr2O7 в окислительно-восстановительном титровании, сопровождающимся образованием сульфата хрома (Ш). (Ответ: 6 н.).
.10. Для осаждения в виде AgCl всего серебра, содержащегося в 100 мл раствора AgNO3, потребовалось 50 мл 0,2 н. раствора соляной кислоты HCl. Какова нормальность раствора AgNO3? Какая масса AgCl выпала в осадок?
(Ответ: 0,1 н.; 1,433 г).
35.11. Какая масса HNO3 содержалась в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 мл 0,4 н. раствора NaOH? Каков титр раствора NaOH?
(Ответ: 0,882 г; 0,016 г/мл).
.12. 25 мл КОН нейтрализуется 20,5 мл 0,2 н. раствора соляной кислоты. Чему равна нормальность раствора КОН? (Ответ: 0,164 н.).
.13. Навеска 5,912 г хлорида натрия растворена в 2 л раствора. Чему равны молярная концентрация эквивалентов и титр этого раствора?
(Ответ: 0,05 моль/л; 0,002956 г/мл).
.14. Сколко граммов H2SO4 содержится в растворе, если на нейтрализацию израсходовано 20 мл раствора КОН, титр которого равен 0,0046 г/мл?
(Ответ: 0,805 г).
.15. Для нейтрализации 20 мл 0,1 н. раствора NaOH расходуется 30 мл соляной кислоты. Чему равна молярная концентрация эквивалентов HCl?
(Ответ: 0,067 моль/л).
.16. На нейтрализацию 31 мл 0,16 н. раствора щелочи требуется 217 мл раствора серной кислоты. Чему равна нормальность и титр серной кислоты?
(Ответ: 0,023 н.; 0,0011 г/мл).
.17. Какой объем 2 М раствора соляной кислоты HCl потребуется для нейтрализации 14 г гидроксида калия КОН, содержащихся в 1 л раствора? Чему равна молярная концентрация эквивалентов такого раствора?
(Ответ: 125 мл; 0,25 моль/л).
.18. Определить содержание железа в 1 л раствора сульфата железа (II), если на титрование 10 мл его пошло 5 мл 0,1 н. раствора перманганата калия KMnO4. (Ответ: 75,9 г).
.19. Какова молярная концентрация эквивалентов раствора NaCl, если на титрование 20 мл его израсходовано 18,3 мл 0,1 н. раствора нитрата серебра AgNO3. (Ответ: 0,0915 моль/л).
.20. Вычислить, сколько процентов кристаллизационной воды содержалось в BaCl2∙2H2O, если навеска хлорида бария до высушивания составляла 1,5723 г, а после высушивания 1,3395 г. (Ответ: 14,8 %).
ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Настоящее учебно-практическое пособие написано коллективом авторов на основе многолетнего опыта работы кафедры химии Иркутского государственного технического университета. Оно охватывает основные разделы химии, предусмотренные действующими учебными программами по данной дисциплине, и представляет собой практическое руководство к выполнению лабораторных работ.
Материал систематизирован и изложен в форме, удобной для изучения и усвоения. Использование пособия в учебном процессе будет способствовать закреплению теоретических знаний студентов о химических веществах, их свойствах, превращениях, а также о явлениях, которыми сопровождаются превращения одних веществ в другие. Поможет овладеть способами безопасного обращения с химическими веществами и лабораторным оборудованием. Позволит приобрести навыки самостоятельного выполнения химического эксперимента, обобщения и анализа результатов работы, формулирования выводов, составления отчетов. Выполнение заданий, предлагаемых после каждой темы, требует серьезной работы с учебником и стимулирует самостоятельную работу студента.
Полученные в курсе химии знания необходимы студентам при изучении последующих курсов, таких как сопротивление материалов, материаловедение, основы теплопередачи, теоретические основы различных технологических процессов в электротехнике, энергетике, машиностроении, в строительстве и других направлениях подготовки бакалавров.
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Глинка Н. Л. Общая химия. - М. : Интеграл-Пресс, 2009. -727 с.
2. Коровин Н. В. Общая химия. - М. : Высш. шк., 2008. - 558 с.
3. Задачи и упражнения по общей химии / под ред. Н. В. Коровина. - М. : Высш. шк., 2008. - 255 с.
. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. - М. : Интеграл-Пресс, 2009. - 240 с.
5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М. : Высш. шк., 2006. - 743 с.
6. Артеменко А.И. Органическая химия. - М. : Высш. шк., 2007. - 605 с.
. Васильев В.П. Аналитическая химия. Кн. 1. - М. : Дрофа, 2005. - 366 с.

Приложение А

Каждый студент должен выполнить лабораторные работы, предусмотренные программой. Результаты выполненной лабораторной работы следует оформить в виде отчета.
Требования к оформлению отчета по лабораторной работе
Отчета оформляется на бумаге формата А 4 вручную или на компьютере. При работе на компьютере: размер шрифта - 14; интервал между строк - одинарный; поля - везде по 2 см, внизу - 2,5 см; нумерация страниц - внизу посредине; абзацный отступ - 1,25 см; размещение текста - по ширине.
Содержание отчета:
·титульный лист (образец прилагается);
·цель работы;
·задание;
·краткое теоретическое введение к данной работе;
·название опытов;
·оформление результатов опытов в соответствии с предъявляемыми требованиями.
Защита лабораторной работы осуществляется на занятии, следующем после ее выполнения. При защите студент должен представить отчет по лабораторной работе, составленный по предложенной выше схеме, пояснить все приведенные расчеты и выводы, выполнить свой вариант задания по теме лабораторной работы (решить задачу или составить уравнения химических реакций).
Образец оформления титульного листа
ИрГТУ
КАФЕДРА ХИМИИ И ПИЩЕВОЙ ТЕХНОЛОГИИ

Отчет
по лабораторной работе (номер и название работы)

Выполнил студент группы….
Фамилия, инициалы
Проверил преподаватель
Фамилия, инициалы

Иркутск 2012
Приложение Б

Таблица 1
Стандартные энтальпии образования ∆fН°298, энтропии S°298 и энергии Гиббса образования ∆fG°298 некоторых веществ при 298 К (25 °С)

Вещество	∆fН°298 кДж/моль	S°298 Дж/моль·К	∆fG°298 кДж/моль
Al (к)	-	28,32	-
Al2O3 (к)	-1676	50,9	-1580
С(графит)	-	5,7	-
СO (г)	-110,5	197,5	-137,1
СO2 (г)	-393,5	213,7	-394,4
СH4 (г)	-74,9	186,2	-50,8
С2H2 (г)	226,8	200,8	209,2
С2H4 (г)	52,3	219,4	68,1
СH3OH (ж)	-238,6	126,8	-166,23
С2H5OH (г)	-235,3	278	-167,4
СaCO3 (к)	-1207,1	92,9	-1128,7
СaO (к)	-635,5	39,7	-604,4
СaC2 (к)	-62,7	70,3	-67,8
Сa(OH)2 (к)	-986,2	83,4	-898,5
СuO (к)	-162	42,6	-129,4
Fe (к)	-	27,2	-
FeO (к)	-264,8	58,8	-244,3
Fe2O3 (к)	-822,2	89,9	-740,8
Н2 (г)	-	130,6	-
H2O (г)	-241,8	188,7	-228,6
H2O (ж)	-285,8	70,1	-237,3
H3PO4 (к)	-1279,9	110,5	-1119,9
NH3 (г)	- 46,2	192,6	-16,7
NH4 NO3 (к)	-365,7	151,1	-183,9
NO (г)	90,3	210,6	86,7
NO2 (г)	33,5	240,4	51,84
N2O(г)	82,1	220	104,2
O2 (г)	-	205	-
РСl3 (г)	-277	311,7	-286,3
РСl5 (г)	-369,4	324,6	-362,9
P2O5 (к)	-1492	114,5	-1348,8
Pb (к)	-	64,9	-
PbO (к)	-217,3	69,5	-188,5
PbO2 (к)	-276,6	76,4	-219

Таблица 2
Плотность раствора соляной кислоты при 15 °С

Плотность ρ, г/мл	Массовая доля кислоты ω, %
1,100	20,01
1,105	20,97
1,110	21,92
1,115	22,86
1,120	23,82
1,125	24,78
1,130	25,75
1,135	26,70
1,140	27,66
1,145	28,61
1,150	29,57
1,155	30,55
1,160	31,52
1,165	32,49
1,170	33,46
1,175	34,42
1,180	35,39
1,185	36,31
1,190	37,23
1,195	38,16
1,200	39,11

Таблица 3
Растворимость некоторых солей и оснований в воде

Анионы

Катионы

Li+

Na+

K+

NH4+

Cu2+

Ag+

Mg2+

Ca2+

Ba2+

Zn2+

Hg2+

Al3+

Sn2+

Pb2+

Ni2+

Cr3+

Mn2+

Fe3+

Fe2+

Cl−

р

р

р

р

р

н

р

р

р

р

р

р

р

м

р

р

р

р

р

Br−

р

р

р

р

р

н

р

р

р

р

м

р

р

м

р

р

р

р

р

I−

р

р

р

р

−

н

р

р

р

р

н

р

р

н

р

р

р

−

р

NO3−

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

−

р

р

р

−

р

р

CH3COO−

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

−

р

р

−

р

−

р

S2−

р

р

р

р

н

н

−

р

р

н

н

−

н

н

н

−

н

н

н

SO32−

р

р

р

р

−

н

н

н

н

н

н

−

−

н

н

−

н

−

н

SO42−

р

р

р

р

р

м

р

м

н

р

−

р

р

н

р

р

р

р

р

CO32−

м

р

р

р

−

н

н

н

н

н

−

−

−

н

н

−

н

−

н

SiO32−

р

р

р

−

−

−

н

н

н

н

−

н

−

н

−

−

н

н

н

CrO42−

р

р

р

р

н

н

р

м

н

н

н

−

−

н

−

р

н

−

−

PO43−

н

р

р

р

н

н

н

н

н

н

н

н

н

н

н

н

н

н

н

OH−

р

р

р

р

н

−

н

м

р

н

−

н

н

н

н

н

н

н

н

Примечание: р - растворимое; м - малорастворимое; н - практически нерастворимое вещество; «−» − вещество не существует или разлагается водой.

Таблица 4
Стандартные электродные потенциалы (jo) при 25 °С и электродные реакции для некоторых металлов

Электрод	Электродная реакция	jo , В	Электрод	Электродная реакция	jo , В
Li+/Li	Li+ + ē = Li	-3,045	Cd2+/Cd	Cd2+ + 2ē = Cd	-0,403
Rb+/Rb	Rb+ + ē = Rb	-2,925	Co2+/Co	Co2+ + 2ē = Co	-0,277
K+/K	K+ + ē = K	-2,924	Ni2+/Ni	Ni2+ + 2ē = Ni	-0,250
Cs+/Cs	Cs+ + ē = Cs	-2,923	Sn2+/Sn	Sn2+ + 2ē = Sn	-0,136
Ba2+/Ba	Ba2+ + 2ē = Ba	-2,906	Pb2+/Pb	Pb2+ + 2ē = Pb	-0,126
Ca2+/Ca	Ca2+ + 2ē = Ca	-2,866	Fe3+/Fe	Fe3+ + 3ē = Fe	-0,036
Na+/Na	Na+ + ē = Na	-2,714	2H+/H2	2H+ + 2ē = H2	0,000
Mg2+/Mg	Mg2+ + 2ē = Mg	-2,363	Bi3+/Bi	Bi3+ + 3ē = Bi	+0,215
A13+/A1	Al3+ + 3ē = Al	-1,662	Cu2+/Cu	Cu2+ + 2ē = Cu	+0,337
Ti2+/Ti	Ti2+ + 2ē = Ti	-1,628	Ag+/Ag	Ag+ + ē = Ag	+0,799
Mn2+/Mn	Mn2+ + 2ē = Mn	-1,180	Hg2+/Hg	Hg2+ + 2ē = Hg	+0,854
Zn2+/Zn	Zn2+ + 2ē = Zn	-0,763	Pt2+/Pt	Pt2+ + 2ē = Pt	+1,190
Cr3+/Cr	Cr3+ + 3ē = Cr	-0,744	Au3+/Au	Au3+ + 3ē = Au	+1,498
Fe2+/Fe	Fe2+ + 2ē = Fe	-0,440	Au+/Au	Au+ + ē = Au	+1,691

Периодическая система

Периоды	Ряды	Г Р У П П Ы
		IA IB	IIA IIB	IIIA IIIB	IVA IVB
1	1	Н 1 1,0079 1s1 ВОДОРОД 1
2	2	Li 3 6,941 2s1 ЛИТИЙ 2 1	Be 4 9,01218 2s2 БЕРИЛЛИЙ 2 2	B 5 10,81 2s22p1 БОР 2 3	C 6 12,011 2s22p2 УГЛЕРОД 2 4
3	3	Na 11 22,98977 3s1 НАТРИЙ 2 8 1	Mg 12 24,305 3s2 МАГНИЙ 2 8 2	Al 13 26,981 3s23p1 АЛЮМИНИЙ 2 8 3	Si 14 28,085 3s23p2 КРЕМНИЙ 2 8 4
4	4	K 19 39,0983 4s1 КАЛИЙ 2 8 8 1	Ca 20 40,078 4s2 КАЛЬЦИЙ 2 8 8 2	21 Sc 3d14s2 44,9559 СКАНДИЙ 2 8 9 2	22 Ti 3d24s2 47,90 ТИТАН 2 8 10 2
	5	29 Cu 3d104s1 63,546 МЕДЬ 2 8 18 1	30 Zn 3d104s2 65,39 ЦИНК 2 8 18 2	Ga 31 69,72 4s24p1 ГАЛЛИЙ 2 8 18 3	Ge 32 72,59 4s24p2 ГЕРМАНИЙ 2 8 18 4
5	6	Rb 37 85,4678 5s1 РУБИДИЙ 2 8 18 8 1	Sr 38 87,62 5s2 СТРОНЦИЙ 2 8 18 8 2	39 Y 4d15s2 88,9059 ИТТРИЙ 2 8 18 9 2	40 Zr 4d25s2 91,22 ЦИРКОНИЙ 2 8 18 10 2
	7	47 Ag 4d105s1 107,868 СЕРЕБРО 2 8 18 181	48 Cd 4d105s2 112,41 КАДМИЙ 2 8 18 18 2	In 49 114,82 5s25p1 ИНДИЙ 2 8 18 18 3	Sn 50 118,69 5s25p2 ОЛОВО 2 8 18 18 4
6	8	Cs 55 132,9054 6s1 ЦЕЗИЙ 2 8 18 18 8 1	Ba 56 137,33 6s2 БАРИЙ 2 8 18 18 8 2	57 La* 5d16s2 138,9056 ЛАНТАН 2 8 18 18 9 2	72 Hf 5d26s2 178,49 ГАФНИЙ 2 8 18 32 10 2
	9	79 Au 5d106s1 196,9665 ЗОЛОТО 2 8 18 32 18 1	80 Hg 5d106s2 200,59 РТУТЬ 2 8 18 32 18 2	Tl 81 204,383 6s26p1 ТАЛЛИЙ 2 8 18 32 18 3	Pb 82 207,2 6s26p2 СВИНЕЦ 2 8 18 32 18 4
7	10	Fr 87 [223] 7s1 ФРАНЦИЙ 2 8 18 32 18 8 1	Ra 88 [226] 7s2 РАДИЙ 2 8 18 32 18 8 2	89 Ac** 6d17s2 [227] АКТИНИЙ 2 8 18 32 18 9 2	104 Rf 6d27s2 [261] РЕЗЕРФОРДИЙ 2 8 18 32 32 10 2

*Л А Н Т А

58 Сe 140,12 4f25d16s2 ЦЕРИЙ

59 Pr 140,9 4f36s2 ПРАЗЕОДИМ

60 Nd 144,24 4f46s2 НЕОДИМ

61 Pm [145] 4f56s2 ПРОМЕТИЙ

62 Sm 150,4 4f66s2 САМАРИЙ

63 Eu 151,96 4f76s2 ЕВРОПИЙ

64 Gd 157,25 4f75d16s2 ГАДОЛИНИЙ

**A К Т И

90 Th 232,0381 6d27s2 ТОРИЙ

91 Pa [231] 5f26d17s2 ПРОТАКТИНИЙ

92 U 238,029 5f36d17s2 УРАН

93 Np [237] 5f46d17s2 НЕПТУНИЙ

94 Pu [244] 5f67s2 ПЛУТОНИЙ

95 Am [243] 5f77s2 АМЕРИЦИЙ

96 Cm [247] 5f76d17s2 КЮРИЙ

Таблица 5
элементов Д.И. Менделеева

Э Л Е М Е Н Т О В
VA VB	VIA VIB	VIIA VIIB	VIIIA VIIIB
	(Н)	Нe 2 4,0026 1s2 ГЕЛИЙ 2	Распределение электронов по застраивающимся и последующим застроенным подуровням Символ Атомный элемента номер Атомная масса Распределение электронов по уровням
N 7 14,006 2s22p3 АЗОТ 2 5	O 8 15,99 2s22p4 КИСЛОРОД 2 6	F 9 18,99 2s22p5 ФТОР 2 7	Ne 10 20,179 2s22p6 НЕОН 2 8
P 15 30,973 3s23p3 ФОСФОР 2 8 5	S 16 32,06 3s23p4 СЕРА 2 8 6	Cl 17 35,453 3s23p5 ХЛОР 2 8 7	Ar 18 39,946 3s23p6 АРГОН 2 8 8
23 V 3d34s2 50,941 ВАНАДИЙ 2 8 11 2	24 Cr 3d54s1 51,996 ХРОМ 2 8 13 1	25 Mn 3d54s2 54,9380 МАРГАНЕЦ 2 8 13 2	26 Fe 3d64s2 55,847 ЖЕЛЕЗО 2 8 14 2	27 Co 3d74s2 58,93 КОБАЛЬТ 2 8 15 2	28 Ni 3d84s2 58,70 НИКЕЛЬ 2 8 16 2
As 33 74,922 4s24p3 МЫШЬЯК 2 8 18 5	Se 34 78,96 4s24p4 СЕЛЕН 2 8 18 6	Br 35 79,904 4s24p5 БРОМ 2 8 18 7	Kr 36 83,80 4s24p6 КРИПТОН 2 8 18 8
41 Nb 4d45s1 92,906 НИОБИЙ 2 8 18 12 1	42 Mo 4d55s1 95,94 МОЛИБДЕН 2 8 18 13 1	43 Tc 4d55s2 [98] ТЕХНЕЦИЙ 2 8 18 13 2	44 Ru 4d75s1 101,07 РУТЕНИЙ 2 8 18 15 1	45 Rh 4d85s1 102,905 РОДИЙ 2 8 18 16 1	46 Pd 4d105s0 106,4 ПАЛЛАДИЙ 2 8 18 18 0
Sb 51 121,75 5s25p3 СУРЬМА 2 8 18 18 5	Te 52 127,60 5s25p4 ТЕЛЛУР 2 8 18 18 6	I 53 126,90 5s25p5 ИОД 2 8 18 18 7	Xe 54 131,30 5s25p6 КСЕНОН 2 8 18 18 8
73 Ta 5d36s2 180,94 ТАНТАЛ 2 8 18 32 11 2	74 W 5d46s2 183,85 ВОЛЬФРАМ 2 8 18 32 12 2	75 Re 5d56s2 186,207 РЕНИЙ 2 8 18 32 13 2	76 Os 5d66s2 190,2 ОСМИЙ 2 8 18 32 14 2	77 Ir 5d76s2 192,22 ИРИДИЙ 2 8 18 32 15 2	78 Pt 5d96s1 195,08 ПЛАТИНА 2 8 18 32 17 1
Bi 83 208,98 6s26p3 ВИСМУТ 2 8 18 32 18 5	Po 84 [209] 6s26p4 ПОЛОНИЙ 2 8 18 32 18 6	At 85 [210] 6s26p5 АСТАТ 2 8 18 32 18 7	Rn 86 [222] 6s26p6 РАДОН 2 8 18 32 18 2
105 Db 6d37s2 [262] дубний 2 8 18 32 32 11 2	106 Sg 6d47s2 [263] сиборгий 2 8 18 32 32 12 2	107 Bh 6d57s2 [264] борий 2 8 18 32 32 13 2	108 Hs 6d67s2 [265] хассий 2 8 18 32 32 14 2	109 Mt 6d77s2 [266] мейтнерий 2 8 18 32 32 15 2	110 Ds 6d87s2 [271] Дармштадтий 2 8 18 32 32 16 2

Н О И Д Ы

65 Tb 158,9254 4f96s2 ТЕРБИЙ

66 Dy 162,50 4f106s2 ДИСПРОЗИЙ

67 Ho 164,9304 4f116s2 ГОЛЬМИЙ

68 Er 167,26 4f126s2 ЭРБИЙ

69 Tm 68,9342 4f136s2 ТУЛИЙ

70 Yb 173,04 4f146s2 ИТТЕРБИЙ

71 Lu 174,97 4f145d16s2 ЛЮТЕЦИЙ

Н О И Д Ы

97 Bk [247] 5f86d17s2 БЕРКЛИЙ98 Cf [251] 5f107s2 КАЛИФОРНИЙ99 Es [252] 5f117s2 ЭЙНШТЕЙНИЙ100 Fm [257] 5f127s2 ФЕРМИЙ101 Md [258] 5f137s2 МЕНДЕЛЕВИЙ102 No [259] 5f147s2 НОБЕЛИЙ103 Lr [260] 5f146d17s2 ЛОУРЕНСИЙ