Влияние различных факторов на положение равновесия химической реакции.

Опыт 1. Определить влияние концентрации реагентов на положение равновесия для реакции:

FeCl₃ + 3KNCS «Fe(NCS)₃ + 3KCl

 

Про­бирка	Добавленный реактив	Наблюдение интенсивности окраски	Направление смешения равновесия (влево или вправо)
	-
	FеС13(р-р)
	KNCS(р-р)
	KCl(кр)

 

Опыт 2. Смещение химического равновесия при изменении темпе­ратуры.

 

вещество 1	вещество 2	наблю­дения	уравнение реакции
I2	(С6Н10O5)n	1 2 (t)	I2 + (С6Н10O5)n «I2 × (С6Н10O5)n, ∆Н

 

В конце работы (на занятии) делают вывод о соответствии наблюдений принципу Ле – Шателье (опыт 1). Во втором опыте определяют знак DH.

Приложение к п.IV

Решить «0 вариант» в тетради (клетка 24 стр.).

 

Самостоятельная работа №1. Способы выражения концентрации растворов

Вариант 0

1. Рассчитайте массу навески натрия гидроксида, необходимую для приготовления 230 мл раствора с концентрацией 0,6 моль/л

 

2. Какой объем раствора соляной кислоты с массовой долей 22% (ρ=1,10 г/мл) необходим для приготовления 402 мл раствора концентрацией 0,15 моль/л?

 

3. На нейтрализацию 20 мл раствора азотной кислоты израсходовано 45 мл раствора КОН с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,10 моль/л. Рассчитайте С (1/z HNO₃) в растворе.

 

4 Вычислить фактор эквивалентности гидроксида кальция в реакции полной нейтрализации.

5 Единица измерения моляльной концентрации.

6 Продолжить определение. Молярная концентрация эквивалента –

7 Напишите формулу, по которой можно вычислить массовую долю растворенного вещества.

8 По формуле b(Х) = ν(Х) /m_р-ля рассчитывают ______________ концентрацию.

Задание к занятию №3.

I. Теория: Окислительно-восстановительные реакции (раздел 2 программы).

II. Упражнения:

1 Выполнить упражнения:

1. Определите степень окисления всех элементов в соединениях: H₂О₂, КО₂, OF₂, Аl₂O₃, СаСО₃, СО, НСОН, СО₂, СН₄, СН₃—СН₂—ОН, СаН₂, Na₂S, FeS₂.

2. Какие из указанных соединений являются только окислителями, какие - только восстанови­те­лями, а какие проявляют двойственный характер: K₂Cr₂O₇, H₂S, Na₂SO₄, Na₂SO₃, KNO₂, KNO₃, PH₃.

3. Подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций. Определите принадлежность уравнения к одной из трех групп окислительно-восстановительных реакций. Вычислите факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов окислите­лей и восстановителей:

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SО₄ ® MnSО₄ + NaNO₃ + K₂SО₄ + H₂O

4. Определите направление протекания реакции в стандартных условиях:

2HgCl₂ + SnCl₂ <====> Hg₂Cl₂ + SnCl₄

если стандартные окислительно-восстановительные потенциалы равны:

j°(Hg²⁺/Hg₂²⁺)=0,92В; j° (Sn⁴⁺/Sn²⁺) =0,15В.

III. Лабораторная работа «Окислительно-восстановительные процессы» (смотри ниже).

IV. Решить «0» вариант самостоятельной работы №2 (в тетради для «0» -х вариантов).

Лабораторная работа. «Окислительно-восстановительные процессы. Восстановление иона MnO₄^– в различных средах».

В три отдельные пробирки с раствором калия перманганата добавьте разбавленную серную кислоту, такой же объем воды и концентрированный раствор щелочи. Затем в каждую из пробирок прибавьте раствор натрия сульфита. Объясните наблюдаемое, имея ввиду образования в кислой среде ионов Mn²⁺, в нейтральной среде – MnO₂ и в сильнощелочной среде – ионов MnO₄^2–. Составьте уравнения реакций.

Образец оформления лабораторной работы. Выполнить до занятия. Оформление работы следует делать на развороте тетради. Описание эксперимента и наблюдения оформляют в виде таблицы. В графе наблюдения дома нарисовать по две пробирки для каждого опыта (исходные вещества и продукты реакции), на занятии после выполнения эксперимента отметить признаки протекающих реакций (на рисунке и словесно). Коэффициенты подобрать методом электронного баланса и методом полуреакций в тетради для решения задач. В лабораторном журнале привести уравнения с подобранными коэффициентами. Пример расположения работы (на двух страницах в разворот):

 

 

Дата ____________ 200 _ г.   Лабораторная работа №4 Окислитель	н   нно-восстановительные процессы
№ опыта	окис­литель	восста­новитель	среда	наблю­дения	уравнение реакции
	KMnO4	Na2SO3	H2SO4
			H2O
			KOH

Выводы.

Самостоятельная работа №2. Элементы химической термодинамики.

Окислительно-восстанови­тельные реакции

Вариант 0

I. Тест (Ответ: цифра и буква).

1. Наибольшее количество теплоты выделяется в процессе:

а) O₂ + 1/2O₂ = O₃, DН°=- 142 кДж

б) H₂ + 1/2 O₂ = Н₂O_(ж), DН°=- 286 кДж

в) H₂ + 1/2 O₂ = Н₂O_(т), DН° = -292 кДж.

2. Какое изменение энтропии способствует самопроизвольному протеканию реакции?

а) увеличение б) уменьшение в) энтропия не влияет на протекание реакции

г) для ответа на поставленный вопрос необходимы дополнительные данные

3. В каком направлении может идти реакция С_(ТВ) + 2I_2(ТВ) «СI₄ в стандартных условиях, если известно ΔG°_обр.(CI₄) = -125,4 кДж/моль?

а) вправо б) влево, в) система находится в состоянии химического равновесия.

г) для ответа на поставленный вопрос необходимы дополнительные данные, в частности

величина ΔН⁰ процесса.

4. Степень окисления водорода увеличивается в ряду:

1) CaH2, H2, H2O 2) HF, H2, NaH

3) CH4, H2, KH 4) H2O2, H2O, CaH2

5. Какую роль в ОВР играет РbО₂?

а) окислитель, б) восстановитель, в) проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

II. Упражнение и задача.

6. Подберите коэффициенты в уравнении FeSO₄ + HNO₃ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + NO + H₂O. Определите принадлежность уравнения к одной из трех групп окислительно-восстановительных реакций. Вычислите факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов окислите­ля и восстановителя.

7. Рассчитайте энтальпию образования SiC если известно термохимическое уравнение:

SiO_2(к) + 3С к = SiC_(к) + 2CO_(г), DН= +625 кДж,

а стандартные энтальпии образования SiO₂ и СО соответственно равны -911 и -110,5 кДж.

Задание к занятию №4 Контрольная работа №1 (3 часа)

I. Повторить разделы 1 и 2 программы.

II. Решить «0» вариант контрольной работы №1 (в тетради для «0»-х вариантов).