Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Кафедра химико-технологических процессов





ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Филиал в г. Салавате

Кафедра химико-технологических процессов

 

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ

ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Часть

 

для студентов очной, очно-заочной и заочной форм обучения

Инженерно-технических специальностей

 
 

 


Уфа 2015

 

Лабораторный практикум предназначен для студентов высших учебных заведений инженерных специальностей, изучающих курс общей химии, для очной , очно-заочной и заочной форм обучения.

В теоретическом материале каждого раздела рассматриваются основные законы и химические понятия, приводятся примеры химических реакций взаимодействия и решение задач.

Лабораторные работы разработаны на основе, имеющихся на кафедре химико-технологических процессов, приборов и реактивов и сопровождаются перечнем вопросов для подготовки к их защите.

 

Составители: Михольская И.Н., доц., канд. биол. наук

Лихачева Н.А., ассистент

Фомина В.В., ассистент

 

 

Рецензенты: Газиев Р.Р., доц., канд. техн. наук

Шеин В.П., инженер по подготовке производства II категориипроизводственного отдела ПДУ ОАО «Салаватнефтеоргсинтез», канд. техн. наук

 

 

Ó Уфимский государственный нефтяной технический университет, 2015

 

ВВЕДЕНИЕ

 

Курс общей химии является одним из фундаментальных в системе подготовки инженеров любой специальности. Химия вооружает инженера знаниями основных законов природы, определяющих строение вещества и управляющих взаимодействием веществ между собой и с окружающей средой.

Неотъемлемой частью курса общей химии является проведение лабораторно-практических занятий. На этих занятиях студенты получают навыки экспериментальной работы, используя различные методы и средства химического исследования. Происходит закрепление теоретических сведений о закономерностях, управляющих химическими превращениями, возникает возможность убедиться в их действенности. Эксперимент не только обогащает студентов новыми понятиями, умениями, навыками, но и способствует более глубокому пониманию материала, усвоению знаний.



Лабораторная работа № 1

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ КИСЛОРОДА

Теоретическая часть

Молекулярная масса вещества, число, которое показывает, во сколько раз молекула простого или сложного вещества тяжелее 1/12 части изотопа углерода 12, т.е.

М= , где

М - молекулярная масса вещества;

mв - масса одной молекулы вещества;

mo - масса одного атома углерода.

Молекулярная масса является важной характеристикой вещества.

Количество вещества в граммах, численно равное его молярной массе называется молярной массой. В определении молекулярных и атомных масс большую роль сыграли газовые законы:

1. Закон Бойлля-Мариотта, который устанавливает зависимость объёма газа от давления при постоянной температуре:

РV = P1V1 ., где

V и V1 - объёмы газов данной массы при давлениях Р и P1.

2. Закон Гей-Люссака, устанавливающий зависимость объёма газа данной массы от температуры при постоянном давлении:

1 = V1Т , где

V1 и V - объёмы газов при температуре Т и Т1:

3. Закон Шарля,который устанавливает зависимость давления газов данной массы от температуры, при постоянном объеме:

РТ1 = Р1Т , где

Р и Р1 – давления газов при температуре Т и Т1.

4. Закон объёмных отношений, устанавливающий, что при одинаковых условиях, объёмы реагирующих между собой газов, а так же объёмы газообразных продуктов реакции, относятся друг к другу, как небольшие целые числа.

5. Закон Авогадро, устанавливающий, что при нормальных условиях

(t=0°C, Р=101,31 кПа), молекула любого вещества содержит одно и тоже число структурных единиц равных 6,02×1023 моль 1, а молекула газообразного вещества занимает объём равный 22,4 л.

Отношение массы определённого объёма газа к массе такого же объёма водорода, представляет собой плотность этого газа по водороду, т.е.

Mr = 2Д(H2).

Молярную массу газа иногда вычисляют исходя из его плотности по воздуху, по формуле:

Mr = 29Двозд , где 29 - средняя молярная масса газов воздуха, определяемая из плотности воздуха по водороду.

В соответствии с законом Авогадро, лишь газообразные вещества при н.у. занимают объём равный 22,4 л, его называют молярным объёмом Vm.

Выше указанные методы расчёта молекулярных масс производят при н.у., т.е. t=0°C и Р=101,3 кПа. Если же условия отличаются от нормальных, то расчёт относительных молекулярных масс, производят по уравнению Клапейрона-Менделеева.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Определение молекулярной массы кислорода проводится на приборе, изображённом на рисунке:

 
5

1 4

6 3

 

 
 


1 - колба с водой; 2 - химический стакан; 3 - сифон; 4 - зажим; 5 - стеклянная трубка; 6 - тугоплавкая пробирка.

Собрать прибор по рисунку. Колбу 1 залить водопроводной водой. В стакан 2 налить 50 мл воды. Заполнить сифон водой. Для этого через трубку 5 вдувать воздух в прибор при открытом зажиме 4, и, когда сифон заполнится водой, закрыть зажим 4.

В сухую пробирку 6 насыпать около 1г перманганата калия. Пробирку с содержимым взвесить на весах с точностью до 0,01 г. Проверить герметичность. Опустить конец сифона в стакан 2.

Открыв зажим 4, начать разложение соли, нагревая пробирку 6 слабым пламенем газовой горелки. Нагревание следует проводить весьма осторожно, периодически приближая и удаляя горелку от пробирки. При этом реакция разложения должна протекать не слишком интенсивно.

Когда в стакан 2 перекачается примерно 100-150 мл воды, прекратить нагревание, дать прибору охладится до комнатной температуры, после чего снова взвесить пробирку.

Измерить объём вытесненной воды в стакане (из измеренного количества вычесть ранее добавленные 50 мл воды). Объём воды будет равен объёму полученного кислорода при температуре опыта.

Определить вес полученного кислорода по разности веса пробирки до и после опыта.

Ход работы и наблюдения свести в таблицу.

Расчётная часть

1. Масса пробирки с содержимым до нагревания (г).

2. Масса пробирки с содержимым после нагревания (г).

3. Масса выделившегося кислорода (разность 1. и 2.) (г).

4. Объём воды в стакане после опыта (мл).

5. Объём воды в стакане до опыта (мл).

6. Объём вытесненной воды, равный объёму выделившегося кислорода в условиях опыта (разность 4. и 5.) (мл).

7. Объём кислорода приведённый к нормальным условиям (мл).

8. Температура воздуха в лаборатории (оС).

9. Атмосферное давление (кПа).

10. Давление водяных паров при температуре опыта (кПа ) таблица 1.

11. Давление кислорода в колбе (разность 9. и 10.) (кПа). Объём кислорода, выделившегося во время опыта, определяется по формуле:

V= ;

Молекулярную массу определяем по формуле Клайперона-Менделеева.

PV = nRT; так как n= ;

Подставив в искомое уравнение получим:

PV=RT; отсюда M= ;

Вычислим процент ошибки по формуле:

%=

где Дт - теоретические данные газа, Д - опытные данные газа.

Таблица 1.

Давление насыщенного пара воды при различной температуре

Темп-ра °С PВ, кПа темп-ра °С PВ, кПа
1,70 1,81 1,93 2,06 2,20 2,34 2,49 2,64 2,81 2,99 3,17 101,325

 

Вопросы и задачи

1. Методы расчёта молекулярных масс при н.у. и условиях отличных от нормальных.

2. Вычислить какой объём (н.у.) займёт 1г H2,CH4,NO2,NO,NH3,O3.

3. Вычислить массу 1 м3 газов (н.у.) N2O, SiF4, SO2.

4. Масса 200мл ацетилена (н.у.) равна 0,232 г. Вычислить молекулярную массу ацетилена.

5. Вычислить массу азота, содержащегося в баллоне ёмкостью 20 л при Р=80атм и 25оС.

6. Масса 87 мл пара при t=62оC и 758 мм.рт. столба равна 0,24 г. Вычислить молекулярную массу азота.

7. Вычислить массу 1 м3 воздуха при t=17оC P=624 мм.рт. столба; массу 1 м3 СО2 при t=27оC и Р=1 атм.

8. Вычислить объём, который займёт при t=17оC и Р=1 атм 1 кг воздуха.

9. Масса 20 мл газа (н.у.) равна 0,0268 г. Вычислить молекулярную массу газа.

10. Вычислить, какие газы тяжелее или легче воздуха: NO2; CO; Cl2; NH3; NO; F2 и во сколько раз.

Лабораторная работа № 2

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

 

Химическим эквивалентом называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Например, в НСl, Н2S, NH3, СН4 эквивалент хлора, серы, азота, углерода равен соответственно 1 молю, 1/2 моля, 1/3 моля, 1/4 моля.

Эквивалентная масса - это масса 1 эквивалента вещества (г/моль). В приведённых выше примерах эквивалентные массы хлора, серы, азота и угл2ерода соответственно равны 35,45 г/моль, 32/2=16 г/моль, 14/3=4,67 г/моль, 12/4=3 г/моль.

Значение эквивалентной массы элемента определяется по уравнению:

Э=А/В, (1) где

Э - эквивалентная масса элемента;

А - атомная масса элемента;

В - валентность элемента в данном соединении.

Например, ЭAl в Аl2О3 равен 27/3=9 г/моль; ЭCa в СаSO4 равен 40,08/2=20,04 г /моль.

Из уравнения (1) следует, что в отличие от атомной или молярной массы эквивалентная масса не является постоянной величиной, а зависит от валентности элемента. Постоянные значения эквивалентных масс могут быть только у элементов с постоянной валентностью.

Понятие об эквивалентных массах и эквивалентах распространяется и на сложные вещества.

Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или с одним эквивалентом любого другого вещества.

Эквивалентную массу вещества вычисляют из его молярной массы:

 

 

 

 

, где

М - молярная масса.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое отдаёт молекула кислоты, реагируя с основанием.

Кислотность основания определяется числом протонов, присоединённых молекулой основания при взаимодействии его с кислотой.

Подобно эквивалентной массе элемента, эквивалентная масса сложного вещества может иметь несколько значений в зависимости от реакции, в которой участвуют вещества.

Например, в реакции:

H3PO4 + NaOH à NaH2PO4 + H2O.

Эквивалентная масса кислоты равна её мольной массе:

Э(H3PO4) = М/1 = 98 г/моль.

В реакции

H3PO4 + 2NaОН à Na2HPO4 + 2H2O

Э(H3PO4) = М/2 = 49 г/моль.

В реакции

H3PO4 + 3NaОН à Nа3РO4 + 3Н2О

Э(H3PO4) = M/3 = 32.7 г/моль.

Закон эквивалентов

Массы взаимодействующих друг с другом веществ, пропорциональны их эквивалентным массам (эквивалентам):

 

(2), где

mA и mB - массы взаимодействующих веществ А и В;

ЭA и ЭB - эквивалентные массы этих веществ.

Уравнение (2) - математическое выражение закона эквивалентов.

 

ЭКСПЕРЕМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Целью работы является определение эквивалентной массы магния. Опыт проводят на установке, схема которой представлена ниже на рисунке.

 

где, 1 - реакционная колба; 2 - круглая плоскодонная колба; 3 - зажим; 4 - стакан.

ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ

1. Взвесить на технических весах около 0,1 г магния с точностью до 0,01 г.

2. Собрать установку посхеме.

3. Налить в колбу (1) приблизительно 25-30 мл разбавленной серной кислоты. Протереть досуха внутреннюю стенку горла колбы (1) фильтровальной бумагой.

4. Наполнить колбу (2) на 3/4 объёма водой и закрыть её пробкой с отводными трубками. Вдуванием воздуха через короткую трубку заполнить водой длинную трубку и зажать зажим (3). Убедиться, что зажим держит.

5. Налить в стакан (4) 50 см3 воды и спустить в неё длинную отводную трубку из колбы (2).

6. Поставить колбу (1) в горизонтальное положение и высыпать взвешенное количество магния на сухую стенку горлышка (металл не должен попасть в кислоту!).

7. Закрыть колбу (1) пробкой с короткой отводной трубкой колбы (2). Закрывать следует осторожно и тщательно. Колбу надо держать за горло, пробку следует закрывать осторожно и постепенно, слегка её вращая. (Необходимо следитьза тем, чтобы магний попал в КИСЛОТУ!).

8. Поставить колбу (1) в вертикальное положение, одновременно быстро открыть зажим (3) и оставить его открытым.

9. Наблюдать взаимодействие магния с кислотой и вытеснение водородом воды из колбы (2) в стакан 4.

10. Когда весь магний прореагирует с кислотой, зажать зажим (3), вынуть отводную трубку из стакана (4) и измерить объём воды в стакане цилиндром.

11. Из полученного объёма вычесть 50 см3 (т.е. то количество воды, которое было налито в стакан до опыта ).

12. Разность будет равна объёму выделенного водорода V1.

 

ОБРАБОТКА РЕЗУЛЬТАТОВ

1. Написать уравнение реакции взаимодействия магния с разбавленной серной кислотой.

2.Привести найденный объём водорода (V1) к нормальным условиям по формуле:

 

, где

 

V0 - объём водорода при нормальных условиях, см3;

Р - барометрическое давление, кПа;

Pв - давление насыщенного пара воды при температуре опыта, кПа;

Т1 - температура опыта, К. Т1 = 273 + t.

3.Вычислить массу вытесненного водорода, определить эквивалентную массу магния.

 

РЕЗУЛЬТАТЫ ОПЫТА

Температура опыта, °С -

Барометрическое давление, кПа -

Навеска магния, г -

Давление насыщенного пара воды, кПа -

Объём водорода при условии опыта, см3 -

Масса водорода, г -

Эквивалентная масса магния, г/моль -

Таблица 1.

Давление насыщенного пара воды при различной температуре

температура °С PВ, кПа температура °С PВ, кПа
1,70 1,81 1,93 2,06 2,20 2,34 2,49 2,64 2,81 2,99 3,17 101,325

Рассчётная часть

По объёму, вытесненному при нормальных условиях водорода (V0), вычисляют массу объёма. Учитывая, что масса водорода 22,4 л при нормальных условиях (н.у.) весит 2 г, находят массу H2.

22,4 H2 весит - 2,0 г.

V0 л весит - mH2

 

mH2=

По известным массам израсходованного магния (mMg) и вытесненного им водорода определяют эквивалентную массу магния:

Полученный результат сравнивают с эквивалентной массой, вычисляемой по формуле:

ЭMg= , где

А - атомнаямасса металла; В - валентность металла.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ

1. Вычислить эквиваленты следующих соединений: NaOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, H3PO4, KMnO4, Ca3(PO4)2.

2. Вычислить эквивалент азота в его соединениях с кислородом: N2O, NO, NO2, N2O3, N2O5.

3. Сколько оксида получается при окислении 3 г металла, эквивалентная масса которого равна 9 г/моль.

4. Определить эквивалентные массы кислот и оснований:

а) HNO3 + Bi(OH)3 à Bi(OH)2NO3 + H2O;

б) 3H2SO4 + 2Al(OH)3 à Al2(SO4)3 + 6H2O;

в) H3PO4 + Ca(OH)2 à CaHPO4 + 2H2O;

г) 2HCl + Bi(OH)3 à BiOHCl2 + 2H2O;

5. Какой объём займут при н.у. массы одного эквивалента кислорода и водорода.

6. Определить эквивалент металла, если 0,046 г его вытеснен из кислоты 62,35 мл Н2 при t=17°С и давлении 1,017×105 Па. Давление водяного пара при 17°С равно 0.193×105 Па.

7. Вычислить: а) эквивалентную массу олова, если при нагревании 0,92 г его в токе кислорода образуется 1,17 г оксида олова;

б) магния, если при нагревании в токе кислорода масса его увеличилась на 66,7%.

8. Вычислить эквивалент серной кислоты в реакции с КОН:

а) H2SO4 + KOH à KHSO4 + H2O;

б) H2SO4 + 2KOH à K2SO4 + 2H2O.

9. Вычислить эквивалент Са(ОН)2 и H3PO4, рассчитать, сколько граммов Са(ОН)2 потребуется для нейтрализации 150 г Н3РО4.

 

Лабораторная работа № 3

Теоретическая часть

Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие их двух и более компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия.

Важной характеристикой любого раствора является его количественный состав, который выражается концентрацией.

Концентрацией раствора называют, количество растворенного вещества, содержащегося в определенном количестве раствора или растворителя.

Существуют различные способы выражения концентрации растворов: процентная (по массе), молярная, нормальная, титр, мольная доля, мольная концентрация.

Процентная концентрация (С % или ω) определяет - процентное отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора.

, где

– масса растворенного вещества;

– общая масса раствора.

Молярная масса или молярность ( ) выражается числом молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора.

, где

– масса растворенного вещества;

– молярная масса растворенного вещества;

– объем раствора (л).

Размерность

Нормальная концентрация или нормальность ( ) выражается числом растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора

, где

– масса растворенного вещества;

– эквивалентная масса растворенного вещества;

– объем раствора (л).

Размерность

Титр (Т) – это количество растворенного вещества в граммах, содержащихся в 1 мл раствора. Расчет титра в зависимости от нормальности производится по формуле:

, где

– нормальность раствора;

– эквивалентная масса растворенного вещества.

Размерность

Мольная доля ( ) – это отношение числа молей растворенного вещества – к сумме числа молей всех компонентов раствора ( ).

Мольная доля – безразмерная величина. Сумма мольных долей всех компонентов раствора всегда равна единице ( ).

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

 

Опыт 1. Приготовление раствора заданной концентрации из навески

Этот способ применяется главным образом для приготовления растворов солей.

1. Получите у преподавателя номер вашего варианта (см. табл. 1).

2. Рассчитайте количество вещества, необходимое для приготовления раствора заданной концентрации, взвесьте его на технических весах с точностью до 0,01 г.

3. Рассчитайте необходимое количество воды (исходя из массы соли и концентрации раствора), отмерьте воду мерным цилиндром.

4. Возьмите плоскодонную колбу и через воронку осторожно перенесите в нее навеску соли. Воду, отмеренную для растворения, вылейте через воронку в колбу небольшими порциями так, чтобы всю соль с воронки смыть в колбу. Закройте пробкой колбу, встряхните её несколько раз, чтобы вся соль полностью растворилась.

5. Измерьте плотность полученного раствора ареометром и проверьте по таблице правильность приготовления раствора. Для этого перелейте приготовленный раствор в цилиндр и осторожно опустите ареометр. Затем извлеките ареометр и промойте его под водопроводной водой.

Таблица 1

Варианты опыта

Вари- ант Объем раствора см3 Концентрация раствора % масс Плотность раствора K2Cr2O7 (p) г/см3
1,0052
1,0121
1,0193
1,0264
1,0336
1,0408
1,0051

Опыт 2. Определение процентной (масс) концентрации раствора и пересчет её на молярную и процентную концентрацию

Порядок проведения опыта

1. В стеклянный цилиндр с раствором соли (ваш вариант задачи) плавно опускают ареометр, так, чтобы он не касался стенок сосуда. Делают отсчет плотности.

2. В таблице 2. находят процентную концентрацию раствора. Если найденная плотность находится между двумя значениями в таблице, то процентную концентрацию находят интерполяцией по уравнению

где – процентная концентрация;

– плотность раствора, ;

– ближайшее меньшее значение плотности в таблице;

– ближайшее большее значение плотности в таблице;

– % – концентрация раствора с плотностью;

– % – концентрация раствора с плотностью.

По рассчитанной процентной концентрации определяют молярность и нормальность раствора.

где – рассчитанная процентная концентрация соли;

– соответствующая плотность;

– значение эквивалента соли;

– молярная масса соли.

Таблица 2

NaCl KCl NH4Cl CuSO4 NaNO3
% масс % масс % масс % масс % масс
1,0053 1,0125 1,0268 1,0413 1,0559 1,0707 1,0857 1,1009 1,1162 1,1319 1,1478 1,0045 1,0108 1,0239 1,0369 1,0500 1,0633 1,0768 1,0905 1,1043 1,1185 1,1323   1,0013 1,0045 1,0107 1,0168 1,0227 1,0286 1,0344 1,0401 1,0457 1,0512 1,0567   1,009 1,019 1,040 1,062 1,084 1,107 1,131 1,155 1,180 1,206 – 1,0049 1,0117 1,0254 1,0392 1,0532 1,0674 1,0819 1,0967 1,1118 1,1272 1,1426

 

Вопросы и задачи

1. Что называется концентрацией раствора и способы её выражения. Дать определение и показать на конкретных примерах.

2. Сколько грамм KCl следует растворить в 100 г воды для получения 5%- ного раствора.

3. Какова процентная концентрация раствора, полученного в результате растворения 90 г вещества в 180 г воды?

4. В 240 мл воды растворили 80 г соли, плотность воды равна 1 г/мл. Какова процентная концентрация?

5. Что означает 1н Ca(OH)2, PbCl2, AgNO3; 2M Al(OH)3, KNO3, CaCl2. Покажите расчетами.

6. Рассчитать навеску K2Cr2O7 необходимого для приготовления 2 % раствора объемом в 250 мл, плотностью 1,0347 г/мл.

7. Сколько граммов Na2SO3 потребуется для приготовления 5 л 8 %-ного раствора, плотность которого 1,075 г/мл.

8. Чем объяснить устойчивость истинных растворов?

9. Чему равна молярность и нормальность 3 %-ного раствора FeCl3, плотность которого 1,037 г/мл?

10. Дать определение растворам.

11. Раствор содержит смесь солей: AgNO3, Ba(NO3)2 и Zn(CH3COO)2. К нему добавили избыток HCl. Написать ионные уравнения возможных реакций.

12. Написать уравнения ступенчатой диссоциации H2S. В каком направлении будут смещаться эти равновесия при добавлении HCl и NaOH?

13. На нейтрализацию 25 мл раствора HCl неизвестной концентрации было потрачено 30 мл 0,1 н раствора NaOH. Вычислить нормальность и молярность, а также титр раствора HCl.

14. Попарно смешали растворы следующих веществ:

а) NaCl + CH3COOH г) NaClO + CH3COOH
б) NaCl + KOH д)Na2SO4 + NaOH
в) MgCl2 + KOH е) NaHSO4 + NaOH

Между какими из указанных веществ возможны реакции обмена? Написать ионные реакции возможных реакций.

15. Какова нормальность 40%-ного раствора H2SO4 плотностью 1,3 г/см?

 

 

Лабораторная работа № 4

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Понятие о химической кинетике. Скорость химических реакций.

Термодинамический подход к описанию химических процессов позволяет оценить энергию взаимодействия и вероятность направления протекания реакции. При этом рассматриваются только равновесные системы, т.е. процессы, которые протекают бесконечно медленно. С этих позиций невозможно анализировать развитие процесса во времени, т.к. время (как переменная) неустойчиво при термодинамическом описании. Поэтому, вторым этапом в изучении закономерности протекания химических процессов является рассмотрение их развития во времени.

В обычных условиях протекание химических процессов связано с преодолением энергетических барьеров, которые могут быть весьма значительными. Поэтому термодинамическая возможность осуществления данной реакции (ΔG~0) является необходимой.

Основополагающим понятием в химической кинетике является понятие о скорости химической реакции. Скорость химической реакции - это количество элементарных актов взаимодействия в единицу времени.

Рассмотрим реакцию общего вида А + В = АВ, протекающую при постоянном давлении и температуре. Если концентрация А в момент времени t о равна С0, то за время t1 (t1<t0) концентрация А уменьшиться до С, за счет образования продуктов реакций, С1 < С0. За промежуток времени (t1 – t0); концентрация вещества А изменилась С1 – С0, т.е. средняя скорость изменения концентрации А выразится следующим образом:

Знак “минус”, стоящий перед дробью, означает снижение концентрации вещества А. Аналогичное выражение для скорости изменения концентрации АВ имеет вид:

Знак "плюс" означает увеличение концентрации АВ. Эти формулы позволяют учесть и систему, в которой идет реакция. В случае если реакция протекает в гомогенной фазе, то

, где V - объем реакционной среды.

Если реакция протекает в гетерогенной фазе, то учитывается площадь поверхности раздела фаз S:

 

Химическое равновесие

Многие химические реакции идут не до полного исчезновения исходных веществ, а до состояния, не изменяющегося во времени, когда в реакционной смеси можно обнаружить как исходные вещества, так и продукты реакции. Такое состояние системы называется химическим равновесием. С точки зрения термодинамики состояние равновесия характеризуется тем, что система достигает минимального значения энергии Гиббса при заданных температуре, давлении и общем составе. С точки зрения кинетики химическое равновесие устанавливается тогда, когда скорости образования продуктов реакции из исходных веществ и из продуктов реакции выравниваются между собой.

Химическое равновесие является неизменным во времени только при отсутствии внешнего воздействия. При наличии внешних воздействий (изменение температуры, давления, концентрации реагентов) система реагирует на них, переходя в другое равновесное состояние.

В зависимости от природы процесса, условий, а также наличия или отсутствия катализаторов время достижения равновесия может меняться от малых долей секунды до веков и тысячелетий.

Когда равновесие достигнуто, для реакции:

, (1)

величина

(2)

называемая константой равновесия, принимает определенное значение. Выражение (2) называется законом действующих масс, где , и т.д. – равновесные молярные концентрации реагирующих веществ и продуктов в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Если в химической реакции участвуют твердые вещества, например:

, (3)

или

, (4)

в выражении константы равновесия их концентрации отсутствуют. Это связано с тем, что в процессе реакции меняются только количества твердых веществ, но не меняется их «концентрация».

Константы равновесия имеют вид:

– для реакции (3) и – для реакции (4).

Если химическая реакция протекает в разбавленном растворе и изменением концентрации растворителя в процессе реакции можно пренебречь, его концентрация также не входит в выражение для константы равновесия, например:

, (5)

.

Константа равновесия не зависит от концентрации реагентов. Например, для реакции

(6)

соотношение равновесных концентраций , , при заданной температуре не зависит от того, имелись ли в начале процесса чистые азот, водород, аммиак или их смесь.

Изменение равновесных концентраций в результате внешнего воздействия называется смещением химического равновесия.

Основным законом, указывающим направлением смещения равновесия при внешних воздействиях, является принцип Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, смещающее это равновесие, то смещение происходит в сторону, ослабляющую воздействие, до тех пор, пока нарастающее в системе противодействие не станет равным оказываемому действию.

Внешним воздействием, смещающим равновесие, может быть изменение температуры, давления или концентрации одного или нескольких веществ, участвующих в реакции.

При нагревании, т.е. сообщении системе теплоты, преимущество получает эндотермический процесс, сопровождающийся поглощением теплоты и препятствующей тем самым повышению температуры системы. При охлаждении, отнятии у системы теплоты, преимущество получает экзотермический процесс, восполняющий до некоторой степени потерю теплоты в системе и препятствующий понижению ее температуры, т.е. и в первом и во втором случае в системе возникает противодействие, ослабляющее внешнее воздействие.

Иными словами, для экзотермической реакции (6) повышение температуры смещает равновесие влево, в сторону образования исходных веществ (азота и водорода), а понижение – вправо, в сторону образования продуктов реакции (аммиака).

При уменьшении объема системы в результате повышения давления преимущество получает процесс, сопровождающийся образованием веществ меньшего объема; при этом давление в системе повышается не столь значительно, как в отсутствие такого процесса. И наоборот.

Для реакции (6) повышение давления сместит равновесие вправо, а понижение – влево.

При увеличении концентрации одного из реагентов получает преимущество реакция его расходования и равновесие смещается вправо. При увеличении концентрации одного из продуктов равновесие реакции смещается в сторону образования исходных реагентов.

Такие воздействия, как освещение, приложение электрического или магнитного поля и т.п., на состояние равновесия, как правило, не влияют.

Частным, но очень важным случаем установления химического равновесия является процесс образования (выпадения) осадка, например:

(7)

или, обратный ему, процесс растворения осадка:

(8)

Константы равновесия этих процессов имеют следующий вид:

для реакции (7) и

(9)

для реакции (8).

На практике всегда используют вторую константу (9), которую называют произведением растворимости и обозначают ПР. Очевидно, что для малорастворимой соли состава .

Зная величину ПР, можно вычислить концентрацию ионов соли в насыщенном растворе, т.е. ее растворимость. Кроме того, если в растворе содержатся известные концентрации ионов и , можно установить, выпадет ли из этого раствора осадок соли или нет.

Условие выпадения осадка имеет вид:

.

Если в растворе над осадком понизить концентрацию одного из ионов, то произведение концентраций станет меньше ПР, и осадок растворится.

Например, равновесие:









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2019 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.