Дослід 1.2.1. Взаємодія оксидів з водою

Внести у пробірку небагато СаО, СuО, ZnО. Долити у кожну пробірку 3-4 краплі дистильованої води і збовтати. Які оксиди взає­модіють з водою? Написати рівняння реакцій.

Дослід 1.2.2. Одержання малорозчинних у воді гідроксидів

Помістити у пробірки номер 1, 2, 3, 4 по 4-5 крапель розчинів FеСl₃, СuSО₄, МnСl₂ та NiSО₄ і додати в кожну пробірку по 2-3 краплі будь-якого лугу. Що при цьому відбувається? Звернути увагу на колір осадів. Написати рівняння реакцій. До осадів у пробірках № 3 і № 4 додати роз­чин Н₂SО₄. Що відбувається? Написати рівняння реакцій.

Дослід 1.2.3. Одержання амфотерних гідроксидів

У пробірки помістити по 6-8 крапель розчинів солей алюмінію, цинку і хрому (Ш). У кожну пробірку додати 2-4 краплі розчину лугу. Що при цьому утворюється? Написати рівняння реакцій. Кож­ний із одержаних осадів розділити на дві частини. До однієї частини додати розчин НNО₃, до другої – надлишок розчину лугу. Що при цьому відбувається? Написати рівняння реакцій.

Дослід 1.2.4. Взаємодія основних оксидів з кислотами

У пробірку помістити небагато СuО, додати 3-4 краплі розчи­ну НСl і підігріти. Що відбувається? Написати рівняння реакцій.

Дослід 1.2.5. Взаємодія солі з сіллю

У пробірку до 3-5 крапель розчину ВаСl₂ додати 2-3 краплі розчину Nа₂SО₄. Що відбувається? У пробірку з 2-3 краплями розчи­ну АgNО₃ додати 1-2 краплі КСl. Що відбувається? Написати рівняння реакцій. Аналогічним способом одержати СаСО₃.

1.3. Контрольні запитання

1.	Які з наведених оксидів можуть реагувати один з одним: CaO; SO3; CO2; ZnO; Na2O; P2O5. Складіть відповідні рівняння реакцій.
2.	Написати формули кислотних оксидів, що відповідають наступним кислотам: H3BO3: H4P2O7; H2CO3; HNO2; H2SO3.
3.	Скласти рівняння реакцій утворення магній сульфату, виходячи із: а) магнію; б) оксиду магнію; в) магнію гідроксиду; г) магній карбонату.
4.	З якими із вказаних речовин буде взаємодіяти цинк гідроксид: а) сульфур (lV) оксид; б) нітратна кислота; в) кальцій гідроксид; г) карбон (lV) оксид.
5.	З якими із перелічених речовин буде реагувати хлоридна кислота: а) Na2SO3; б) Zn(OH)2; в) CaO; д) H3PO4; ж) NH3.
6.	Здійсніть перетворення: CO2 → Ca(HCO3)2 → CaCO3 → CaCl2. Назвіть утворені сполуки.
7.	Складіть рівняння реакцій утворення середніх солей між: а) натрій силікатом і нітратною кислотою; б) калій гідросульфатом і калій гідроксидом.
8.	Скласти рівняння реакцій взаємодії: а) нітроген (V) оксиду з калій оксидом; б) фосфор (III) оксиду з натрій оксидом.
9.	Із відповідної кислоти та основи утворити наступні солі: КHS; NaHSO3; (FeOH)2SO4; Ca(NO2)2.
10.	Назвіть солі та вкажіть їх тип: Ca(NO3)2; Mg(OH)Cl; KHSO3; Al2(SO4)3.
11.	Скласти графічні формули солей: MgSO3; Na3PO3; Ba(NO2)2; CuS; KH2PO4.
12.	Довести за допомогою відповідних рівнянь реакцій амфотерний характер оксидів ZnO та Al2O3.
13.	Назвіть оксиди, та вкажіть їх тип та складіть графічні формули K2O; SO3; Fе2O3; P2O5; ZnO.
14.	Записати реакції, за допомогою яких можна здійснити перетворення: AlCl3 ® Al(OH)3 ® KAlO2 ® Al(OH)3 ® Al2O3.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 2

ОСНОВНІ ЗАКОНИ ХІМІЧНИХ ПЕРЕТВОРЕНЬ

Теоретична частина

Під швидкістю хімічних реакцій розуміють зміну концентрації oднієї з реагуючих речовин за одиницю часу при постійному тиску та температурі.

Концентрацію виражають у моль/л, а час – у секундах або хвилинах. Розглянемо у загальному вигляді швидкість реакції, що відбувається при постійних температурі i тиску за рівнянням:

А + В → С + D.

По мiрі витрачання речовини А швидкість реакції зменшується. Звідки випливає, що швидкість реакції можна визначити лише для деякого проміжку часу. Оскільки, концентрація речовини А у момент часу t₁ вимі-рюється величиною c₁,а у момент t₂ – величиною с₂, то за проміжок часу Δt= t₂ - t₁, зміна концентрації речовин буде становити Δс = с₂ – с₁,звідки можна визначити середню швидкість реакції (υ):

Знак «мінус» ставиться тому, що, незважаючи на зменшення концентрації речовини A i, отже, на від`ємне значения різниці с₂ – c₁ швидкість реакції може бути тільки додатньою величиною. Можна також стежити за зміною концентрації одного з продуктів реакції – речовин С або D; вона під час реакції буде збільшуватись, i тому у правій частині рівняння необхідно ставити знак «плюс».

Оскільки, швидкість реакції весь час змінюється, тоді у хімічній кінетиці розглядають тільки дійсну швидкість реакції υ, тобто швидкість у даний момент часу, коли Δt → 0, а саме

, де d – диференціал.

Фактори, що впливають на швидкість реакції

Швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин, а також від умов перебігу реакції: концентрації с, температури t, наявності катализатора, а також від деяких інших факторів (наприклад, від тиску – для газових реакцій, від ступеня подрібнення – для твердих речовин, відрадіоактивного випромінювання тощо).

Вплив концентрації реагуючих речовин виражається законом діючих мас (Гульдберг, Вааге, 1864-1867 pp.): за сталої температури швидкість xімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

Для реакції mА + nВ → pС + gD закон діючих мас виражається рівнянням:

ν = k •

де с_Аi с_В – концентрації речовин, моль/л; k – коефіцієнт пропорційності, що називається константою швидкості реакції.

Це рівняння називається кінетичним рівнянням реакції. Із нього неважко встановити фізичний зміст константи швидкості. Вона чисельно дорівнює швидкості реакції, коли концентрації кожної з реагуючих речовин становлять 1 моль/л. Константа швидкості залежитъ від природи реагуючих речовин, від температури, тиску, але не залежитъ від їx концен-трації.

Закон діючих мас застосовується лише до газоподібних i розчинених речовин, він не розповсюджується на реагуючі речовини у твердому стані, оскільки їх концентрації є стабільними i вони реагують лише на поверхні.

Залежність швидкості реакції від температури визначається (наближено) правилом Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій зростає у 2-4 рази.

Математично ця залежність виражається співвідношенням:

,

де – швидкості реакції за початкової – t₁ ікінцевої t₂ температурах;

 

γ – температурний коефіцієнт швидкості peaкції, який показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури реагуючих речовин на 10 градусов (γ = 2 - 4).

Температура впливає на швидкість хімічної реакції, збільшуючи константу швидкості.

Енергія активації

3 підвищенням температури число активних молекул значно зростає, внаслідок чого збільшується швидкість реакції. Це пояснюється збільшен-ням кількості так званих «активних молекул», тобто молекул, що мають енергію, достатню для здійснення даної реакції при їх зіткненні.

Енергія, яку потрібно надати молекулам (частинкам) реагуючих речовин, щоб перетворити їх на активні, називається енергією активації.

Її визначають експериментально i позначають літерою Е_аi виражають у кДж/моль.Енергія активації залежить від природи реагуючих речовин i є характеристикою кожної реакції.

Для того, щоб реакція між молекулами була можливою, молекули повинні мати надлишкову енергію, що більша за середню на величину, рівну енергії активації.

Поняття про каталіз i каталізатори

Каталізом називають зміну швидкості хімічних реакцій в присут-нocтi речовин, які самі після реакції залишаються хімічно незміненими. Зазвичай каталізаторами називаютьея лише прискорювачі реації, а інгібіторами – уповільнювачі.

Якщокаталізатор i peaгуючі речовини перебувають у одній фазі, тоді каталіз називають гомогенним, якщо у piзниx фазах – гетерогенним. Дія каталізаторів: 1) не змінює теплового ефекту реакції; 2) знижує енергію активації як прямої, так i зворотної реакції на одну й ту саму вели­чину ΔЕ, тому не порушує рівноваги; 3) збільшуючи однаковою мірою швидкість прямої i зворотної реакцій, скорочує час досягнення piвноваги; 4) є вибірковою, що визначається природою каталізатора i умовами його застосування.

Хімічні реакції, що відбуваються за участю каталізаторів, називаються каталітичними. Розрізняють гомогенний (однорідний) і гетерогенний (неоднорідний) каталіз.

Для гомогенного каталізу встановлено, що швидкість хімічної реакції пропорційна концентрації каталізатора.

Механізм гомогенного каталізу звичайно пояснюють за допомогою теорії проміжних сполук. У відповідності з цією теорією каталізатор (К) спочатку утворює з однією із вихідних речовин проміжну сполуку (АК). Ця сполука реагує з іншою вихідною речовиною з відновленням каталізатора. Схематично це можна зобразити таким чином:

А + Б ® АБ (реакція протікає повільно) (а)

Каталізатор розбиває процес на дві стадії:

А + К ® АК (реакція протікає швидко) (б)

АК + Б ® АБ + К (реакція протікає швидко). (в)

Швидкості реакцій (б) і (в) у багато разів більші від швидкостей процесу (а), оскільки стадії (б) і (в) характеризуються меншою енергією активації. Таким чином, причина збільшення швидкості реакції в присутності каталізатора полягає у зменшенні енергії активації цієї реакції.

У відповідності з цією теорією процес окиснення SO₂ до SO₃ за участю каталізатора – нітроген (ІІ) оксиду можна схематично зобразити таким чином:

SO₂ + О₂ ® SO₃;

А + Б ® АБ.

Реакція протікає повільно. При введенні каталізатора відбувається утворення проміжної сполуки:

NO + О2 ® NO2;	SO2 + NO2 ® SO3 + NO;
К + Б ® КБ;	А + КБ ® АБ + К.

Підчас гетерогенного каталізу peaгуючі речовини i каталізатор утворюють систему з різних фаз. Міжкаталізатором i реагуючими речовинами існує поверхня поділу. Зазвичай, каталізатор – тверда речовина,а реагують між собою речовини – гази або рідини. Поверхня каталізатopa є неоднорідною. На ній є так звані активні центри, на яких в основному i відбуваються каталітичні реакції.