Название солей некоторых кислот

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РФ

ДЕПАРТАМЕНТ НАУЧНО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКОЙ ПОЛИТИКИ
И ОБРАЗОВАНИЯ

САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ
АКАДЕМИЯ ВЕТЕРИНАРНОЙ МЕДИЦИНЫ

ПРАКТИКУМ
ПО
НЕОРГАНИЧЕСКОЙ
ХИМИИ

Санкт-Петербург

УДК: 546.3:619

 

Саргаев П.М., Луцко Т.П., Злотникова Р.А. Практикум по неорганической химии. - СПб., Издательство ФГБОУ ВПО «СПбГАВМ», 2012. – 49с.

 

 

«Практикум по неорганической химии» написан в виде методических рекомендаций в соответствии с рабочей программой по неорганической химии для студентов 1 курса, обучающихся по специальности «Ветеринария», «Ветеринарно-санитарная экспертиза», «Биоэкология», «Водные ресурсы и аквакультура».

 

Авторы:	проф., доктор хим. наук Саргаев П.М.
	доц., канд. хим. наук Луцко Т.П.
	доц., канд. хим. наук Злотникова Р.А.

 

 

 

Рецензент:	доц., канд. биол. наук Пилаева Н.В.

 

 

Издание седьмое,

переработанное и дополненное

 

Утверждено методическим советом ФГБОУ ВПО «СПбГАВМ»
Протокол № 8 от 06.09.12г.

 

 

© ФГБОУ ВПО «СПбГАВМ», 2012 г.

 

 

ВВЕДЕНИЕ

 

Настоящий Практикум предназначен для студентов 1 курса дневной и заочной форм обучения факультетов ветеринарной медицины, ветеринарно-санитарной экспертизы, специального обучения, биоэкологии, водных ресурсов и аквакультуры. Практикум состоит из 14 тем, в каждой из которых приведены основные вопросы по теме, примеры решения задач, домашние задания, методики выполнения лабораторных работ и список литературы. С целью приближения Практикума к особенностям специальностей факультетов в плане каждой темы включены вопросы по биологическому действию рассматриваемых соединений, возможного применения основных изучаемых соотношений и свойств химических соединений в практике ветеринарной медицины, ветеринарно-санитарной экспертизы, мониторинга экосистем и водных ресурсов.

Для закрепления материала предполагается активное участие студента в образовательном процессе: обсуждение вопросов по теме; выполнение домашних заданий; решение задач, выполнение лабораторных работ; составление отчетов, включающих описание методик проведения опытов, результатов реакций; написание уравнений (в том числе термохимических) химических реакций, и выводы. Процесс обучения предполагает участие студентов в анализе возможностей применения изучаемых, элементов, методик и химических реакций, как для целей идентификации веществ, так и изучения процессов ассимиляции энергии и веществ неорганического происхождения организмом животного.

Практикум составлен в соответствии с программой лабораторных работ по неорганической химии. При переработке Практикума учтены изменения рабочего плана, рекомендованные МСХ РФ учебные пособия и особенности дифференциации студентов по специальностям факультетов ветеринарной медицины, ветеринарно-санитарной экспертизы, биоэкологии, водных ресурсов и аквакультуры.

Тема 1. Классификация элементов
и неорганических соединений

Содержание темы

1. Биологическая роль, содержание в организме животного и применение в практике ветеринарной медицины и ветеринарно-санитарной экспертизы как основа классификации элементов на макроэлементы, микроэлементы и элементы ветеринарно-практического значения. Расположение макро- и микроэлементов в таблице Д.И. Менделеева.

Макроэлементы: Водород H, с одной стороны, является s-элементом, с другой - у него не хватает одного электрона до завершения электронного слоя, поэтому водород может быть отнесен к первой группе как s-элемент и к группе 7 – по второму признаку. Более определенное положение в таблице Д.И. Менделеева занимают натрий Na и калий K, магний Mg и кальций Ca – s-элементы первой и второй группы таблицы, а также p-элементы (углерод C, азот N, фосфор P, кислород O, сера S, хлор Cl).

Известно 60 микроэлементов. Типичными микроэлементами являются: некоторые d-элементы (Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Cu, Zn, Mo, W), p-элементы (B, Si, Ge, As, Sb, Se, F, Br, I).

В практике ветеринарной медицины и ветеринарно-санитарной экспертизы используются соединения, содержащие макро- и микроэлементы, а также элементы Li, Ag, Au, Ba, Cd, Hg, Al, Sn, Pb, Sb, Bi и другие.

Степень окисления элемента, имеющего переменную валентность, ставится в скобках римскими цифрами в названии соединения. Например, SO₂ - оксид серы(IV), Fe(OH)₃ - гидроксид железа(III), PbSO₄ - сульфат свинца(II), но Na₂O - оксид натрия, Ca(OH)₂ - гидроксид кальция, ZnS - сульфид цинка.

Названия кислот и солей связаны со степенью окисления элемента, образующего кислотный остаток.

2. Оксиды, их состав, названия. Способы получения. Оксиды основные, кислотные, амфотерные; их свойства, зависимость от степени окисления элемента, расположения в системе элементов.

Примеры не образующих соли оксидов: H₂O, N₂O, CO, SiO, NO, SO.

Солеобразующие оксиды классифицируют как основные, кислотные и амфотерные.

Элементы, образующие основные оксиды, сосредоточены в левой и нижней части таблицы Д.И. Менделеева. Примерами основных оксидов являются оксиды s-элементов первой группы и нижней части второй - (Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).

Элементы, оксиды которых имеют кислотный характер, сосредоточены в правой и верхней части таблицы Д.И. Менделеева. Примерами типичных кислотных являются оксиды p-элементов группы 7 и солеобразующие оксиды группы 6.

Элементы, образующие амфотерные оксиды, сосредоточены преимущественно в центре таблицы Д.И. Менделеева. Примерами типичных оксидов с амфотерными свойствами являются: BeO, ZnO, Al₂O₃, Ga₂O₃, In₂O₃, GeO, SnO, PbO, GeO₂, SnO₂, PbO₂, As₂O₃, Sb₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂.

Амфотерность оксидов можно обнаружить по правилу усиления кислотных свойств оксидов элемента по мере увеличения степени окисления элемента. Примеры: Оксиды As₂O₃ и Sb₂O₃ - амфотерные, тогда как As₂O₅ и Sb₂O₅ – кислотные. Оксиды CrO - основной, Cr₂O₃ – амфотерный, CrO₃ – кислотный; MnO - основной; MnO₂ - амфотерный; MnO₃ и Mn₂O₇ – проявляют кислотные свойства.

Некоторые оксиды проявляют амфотерные свойства только при высоких температурах. Примером является Fe₂O₃, который при высоких температурах образует соли с металлами и в таком виде может попасть в организм животного.

3. Основания. Состав и название оснований. Химические свойства. Классификация по кислотности, растворимости, силе основания. Связь свойств со строением электронной оболочки атома элемента, образующего гидроксид.

Силу основания элемента можно оценить по химическим свойствам, электролитической диссоциации и электропроводимости растворов. Растворы слабых оснований плохо проводят электрический ток. Примерами сильных являются основания s-элементов первой группы и некоторых (Ca, Sr, Ba, Ra) второй группы. Примерами слабых являются существующие основания d- и f-элементов, а также Mg(OH)₂ и NH₄OH.

4. Кислоты. Состав и названия. Химические свойства. Классификация кислот по основности, составу и по их силе.

5. Амфотерные гидроксиды. Их свойства.

6. Соли. Состав и название средних, основных и кислых солей. Получение и свойства солей.

7. Роль солей, оксидов, кислот и оснований в организме животных. Применение в ветеринарной практике.

Хлороводородная кислота HCl является единственной из неорганических кислот, которая постоянно присутствует в свободном виде в желудочном соке животных и человека. Её концентрация в желудочном соке человека составляет 0,3%. Другие неорганические кислоты находятся в связанном состоянии. Физиологическое действие соединений элемента, образующего основные и амфотерные гидроксиды, в существенной мере определяется силой оснований этого элемента, силой кислот, с которыми он взаимодействует, и растворимостью продуктов взаимодействия во внутренней среде организма животного. Эти факторы проявляются в дифференциации организмом свойств элементов разных групп (например, s-элементов первой (Na, K) и второй групп (Mg, Ca)) таблицы Д.И. Менделеева. Дифференциация характеристик элементов связана с высокой структурированностью и организованностью организма животных.

 

Домашнеезадание

1. Укажите характер оксидов: Na₂O, SO₂, SO₃, Cl₂O₇, ZnO, Al₂O₃, CrO, Cr₂O₃, CrО₃, FeO, Fe₂O₃.

2. Назовите следующие соли по международной номенклатуре: CaSO₄, Na₂SO₃, K₂S, NaHS, K₂HPO₄, КН₂РO₄, AlOHCl₂, Al(ОН)₂Сl, CH₃COONa.

3. Напишите формулы солей: хлорид кальция, сульфид железа(II), гидросульфид бария, нитрат гидроксомагния, хлорид гидроксожелеза(III), ортосиликат гидроксоалюминия, сульфат дигидроксоалюминия.

 

Лабораторная работа

Реактивы и оборудование: 1) кристаллический ацетат натрия CH₃COONa; 2) 2 н. серная кислота H₂SO₄; 3) 0,5 н. раствор сульфата меди(II) CuSO₄; 4) 1 н. раствор гидроксида натрия NaOH; 5) 0,5 н. раствор хлорида цинка ZnCl₂; 6) 10% раствор гидроксида аммония NH₄OH; 7) штатив для пробирок; 8) 5 пробирок.

 

Опыт 1. Взаимодействие солей с кислотами. Положите в пробирку несколько кристалликов ацетата натрия и прилейте разбавленной серной кислоты. Отметьте запах образовавшегося продукта. Напишите уравнение реакции.

 

Опыт 2. Получение основания взаимодействием соли со щелочью. Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфата меди(II), добавьте избыток раствора гидроксида натрия. Отметьте цвет осадка и цвет раствора над осадком. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

 

Опыт 3. Амфотерные гидроксиды. В пробирку с раствором хлорида цинка добавляйте по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадка. Содержимое пробирки разлейте в две пробирки; в одну добавьте серную кислоту, в другую - избыток щелочи. Отметьте наблюдаемые изменения и объясните происходящие явления. Напишите уравнения реакций. Сделайте вывод о поведении амфотерного гидроксида в кислой и щелочной среде. Какие соединения цинка находят применение в ветеринарии?

Опыт 4. Образование основных солей. В пробирку с раствором сульфата меди(II) постепенно по каплям добавляйте раствор гидроксида аммония. Опишите наблюдаемые явления. Отметьте цвет образовавшегося осадка основной соли (CuOH)₂SO₄. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Приведите примеры применения солей меди в ветеринарной практике.

Таблица 1

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 3-10, 14-20; 99-101, 110-113, 132-135,142-145, 157-158, 167-168, 179-183; 188, 191-194, 198, 201-203, 225-226, 237-239, 250, 252.

Тема 2. Эквивалент

Содержание темы

1. Понятие эквивалента.

2. Закон эквивалентов.

3. Определение эквивалентной массы элементапо его атомной массе и окислительному числу (валентности) в данном химическом соединении.

4. Эквивалентные массы химических соединений: оксидов, оснований, кислот, солей.

5. Эквивалентный объем, его вычисление.

6. Применение соединений, содержащих элементы с переменной степенью окисления, в ветеринарной практике и ветеринарно-санитарной экспертизе.

7. Примеры решения задач.

Пример 1. 10,7 г гидроксида железа(III) нейтрализованы 12,6 г азотной кислоты. Вычислить эквивалентную массу гидроксида железа(III), написать уравнение реакции.

Решение. По закону эквивалентов

m_Fe(OH)3/m_HNO3= Э_Fe(OH)3/ Э_HNO3

Азотная кислота одноосновна, поэтому ее эквивалентная масса имеет только одно значение:

Э_HNO3= 63/1 = 63 г/моль

Тогда

Э_Fe(OH)3= Э_HNO3×m_Fe(OH)3/m_HNO3= 10,7×63/12,6 = 53,5 г/моль

Взаимосвязь эквивалентной массы основания с молярной массой (М) и числом замещенных гидроксогрупп (чзОН)

Э_Fe(OH)3= М/(чзОН)

можно использовать для определения чзОН, а затем написать уравнение реакции.

(чзОН) = М/Э = 107/53,5 = 2

Fe(OH)₃ + 2HNO₃ = FeOH(NO₃)₂ + 2H₂O

Пример 2. Для сжигания 1,6 г серы израсходовано 1,12 л кислорода (при н.у.). Определить эквивалентную массу серы, эквивалентную массу оксида серы, написать уравнение реакции.

Решение. По условию задачи дается объем кислорода, поэтому удобно воспользоваться его эквивалентным объемом. Тогда закон эквивалентов можно представить в следующем виде:

m_S/V_O2= Э_S/Э_V(O),

где Э_V(O) - эквивалентныйобъем кислорода.

Рассчитать эквивалентный объем кислорода – значит, ответить на вопрос, какой объем при нормальных условиях (н.у.) занимают 8 г кислорода.

32 г O₂ (1 моль) занимают объем 22,4 л (по закону Авогадро);

8 г O₂ (1 эквивалент) - Э_V(O) л:

Э_V(O) = 8×22,4/32 = 5,6 л

Эквивалентный объем кислорода равен 5,6 л. Применяя закон эквивалентов, можно рассчитать эквивалентную массу серы:

Э_S = Э_V(O)×m_S/V_O2= 1,6×5,6/1,12 = 8 г/моль

Зная эквивалентную и атомную массы серы, легко вычислить ее окислительное число (валентность) и составить формулу оксида

Э = A/B; B = A/Э = 32/8 = 4

При горении серы образуется оксид серы(IV):

S + O₂ = SO₂

Э_оксида = Э_эл +8 (г/моль)

Э_SO2= Э_S+8 = 8+8 = 16 г/моль.

Домашнее задание

1. Рассчитайте эквивалентную массу калия, магния, алюминия.

2. Вычислите эквивалентный объем водорода.

3. Рассчитайте эквивалентную массу гидроксида натрия, хлороводородной кислоты, оксида серы(VI).

4. При сгорании 5 г металла образуется 9,44 г оксида. Определите эквивалентную массу металла и его оксида.

5. Вычислите эквивалентную массу железа и его оксида, напишите формулу оксида, если при разложении 5,6 г оксида выделяется 1,12 л кислорода (условия нормальные).

6. На нейтрализацию 4,9 г серной кислоты израсходовано 2,8 г гидроксида калия. Вычислите эквивалентную массу серной кислоты в этой реакции. Напишите уравнение реакции.

7. Масса олова 11,86 г вытесняет из кислоты 2,24 л водорода (н.у.). Найдите эквивалентную массу олова в данной реакции. Какую валентность оно проявило?

8. Каковы эквивалентные массы ртути и мышьяка в токсичных соединениях? Применяются ли такие соединения в ветеринарии?

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 10-13;21-28; 151-160; 205-209.

Тема 3. Химическая термодинамика

Содержание темы

1. Основные понятия химической термодинамики: термодинамические системы, параметры, процессы.

2. Энергетические величины. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Теплота и работа процесса.

3. Термохимия. Понятие теплового эффекта химической реакции. Независимость теплового эффекта химической реакции от пути реакции (Закон Гесса).

4. Первый закон термодинамики как закон сохранения энергии.

5. Энтропия. Определение энтропии равновесного процесса по Клаузиусу. Энтропия плавления. Энтропия парообразования.

6. Второй закон термодинамики. Различные формулировки второго закона термодинамики. Неравенство Клаузиуса (DS ³ 0) и формулирока второго закона термодинамики: возможны лишь такие (реальные) процессы, которые ведут к увеличению энтропии изолированной системы.

7. Статистическое истолкование энтропии и второго закона термодинамики по Л. Больцману на основе молекулярно - кинетической теории строения вещества. Связь изменения энтропии изолированной системы с изменением термодинамической вероятности состояния системы (DS = k×ln (P₂/P₁)). Равновесное состояние системы как наиболее вероятное. Понятие «негэнтропии».Понижение энтропии системы в процессе синтеза высокоупорядоченных клеточных структур в организме животного и повышение энтропии окружающей среды.

8. Особенности изменения энтропии в конденсированных системах при абсолютном нуле температуры и в области него. Третий закон термодинамики.

9. Свободная энергия по Гельмгольцу (A = U – T×S). Свободная энергия по Гиббсу (G = Н - T×S). Энтальпийный (DН) и энтропийный (T×DS) факторы изменения свободной энергии (DG = DН - T×DS). Уменьшение свободной энергии системы (DG < 0) как характеристика самопроизвольного протекания химической реакции. Равенство (DG = 0) как условие равновесия химической реакции. Формула, связывающая изменение стандартной свободной энергии (DG^o) с константой равновесия химической реакции при постоянном давлении (DG^o = - R×T×ln(K_p)).

10. Примеры изменения энтальпии системы в некоторых процессах в стандартных условиях (DН^о₂₉₈, кДж/моль) приведены в таблице 2.

 

 

Таблица 2

 

Процесс	Пример процесса (Фаза: тв – твёрдая, ж – жидкая, г – газообразная)	Изменение энтальпии системы (DН^о298, кДж/моль)
Плавление	H2O(тв) ® H2O(ж)	6,01
Кристаллизация	H2O(ж) ® H2O(тв)	-6,01
Испарение	H2O(ж) ® H2O(г)	44,00
Конденсация	H2O(г)® H2O(ж)	-44,00
Сублимация	H2O(тв) ® H2O(г)	50,01
Синтез вещества	H2 (г) + (1/2)O2 (г)® H2O(г)	-241,84
Синтез вещества	H2 (г) + 1/2)O2 (г)® H2O(ж)	-285,84
Синтез вещества	H2 (г) + (1/2)O2 (г) ® H2O(тв)	-291,85
Синтез вещества	(1/2)N2(г) + (1/2)O2(г) ® NO(г)	90,37
Синтез вещества	C(тв, графит) + O2 (г)® CO2(г)	-393,51
Синтез вещества	C(тв, алмаз) + O2 (г) ® CO2(г)	-395,3

 

11. Примеры решения задач.

Пример 1. Какова энтальпия образования оксида кальция, если при сгорании 10 граммов кальция выделяется 160 кДж теплоты?

Решение. Решения следует начинать с написания термохимического уравнения реакции. Для этой цели используем понятие энтальпии образования вещества (DH): Энтальпия образования вещества CaO равна тепловому эффекту химической реакции получения одного моля этого вещества из простых веществ при постоянном давлении. Термохимическое уравнение реакции образования CaO имеет вид

Сa + (1/2) O₂ = СaО, DH =?

В следующем этапе решения необходимо определиться со знаком величины (DH). Поскольку в процессе реакции выделяется количество теплоты, то из условия задачи следует, что энтальпия системы уменьшается, следовательно, DH < 0.

Значение энтальпии образования CaO находится из пропорции:

Взаимодействию 10 г Ca соответствует энтальпия (-160 кДж).

Взаимодействию 40 г Ca соответствует энтальпия (DH).

DH = 40•(-160) / 10 = - 640 кДж.

Пример 2. Найти изменение энтальпии при переходе графита в алмаз, если

С(графит) + O₂ = СО_2(газ), DН⁰ = -393,5 кДж/моль

С(алмаз) + O₂ = СО_2(газ), DН⁰ = -395,3 кДж/моль

Решение. Для определения изменения энтальпии при переходе графита в алмаз воспользуемся законом Г.И. Гесса. Согласно закону Г.И. Гесса, тепловой эффект химической реакции не зависит от пути реакции, а зависит только от начального и конечного состояния веществ.

Термохимическое уравнение перехода графита в алмаз имеет вид

С(графит) = С(алмаз), DН⁰ =?

Для применения закона Г.И. Гесса исходные уравнения представим в виде двух реакций получения алмаза из графита

С(графит) + O₂ = СО_2(газ), DН₁⁰ = -393,5 кДж/моль

СО_2(газ) = С(алмаз) + O₂, DН₂⁰ = +395,3 кДж/моль

В таком случае энтальпия получения алмаза (DН⁰) равна сумме энтальпий (DН₁⁰) и (DН₂⁰):

DН⁰ = DН₁⁰ + DН₂⁰ = -393,5 + 395,3 = 1,8 кДж/моль

Пример 3. Найти температуру, при которой реализуются прямая и обратная реакции

2SO₂ + О_2(газ) Û 2SО_3(газ), DН⁰ = -198 кДж; DS⁰ = - 0,187 кДж/K

Решение. Для решения задачи воспользуемся уравнением Гиббса

DG⁰ = DН⁰ – T × DS⁰

В условиях химического равновесия изменение свободной энергии Гиббса равно нулю DG⁰ = 0, поэтому уравнение Гиббса имеет вид

DН⁰ – T × DS⁰ = 0.

Из полученного выражения следует значение температуры

T = DН⁰ / DS⁰ = (-198) / (- 0,187) = 1059 K.

Пример 4. В каком направлении будет протекать реакция в стандартных условиях, если DН⁰ = 41,7 кДж/моль; DS⁰ = 11,3 Дж/(моль×K)?

Решение. Условию протекания химической реакции в прямом направлении соответствует уменьшение свободной энергии системы (DG⁰ < 0), поэтому в данном случае требуется найти значение (DG⁰) по уравнению Гиббса. Стандартным условиям соответствует температура T = 298,15 K. Для получения правильного результата следует согласовать размерности энтальпии (DН⁰) и энтропии (DS⁰). Исправим размерность энтропии DS⁰ = 11,3 Дж/(моль×K)= 0,0113 кДж/(моль×K).

DG⁰ = DН⁰ – T × DS⁰ = 41,7 – 298,15 × 0,0113 = 41,7 - 3,37 = 38,33 кДж/моль.

Полученное значение DG⁰ > 0, поэтому в стандартных условиях химическая реакция протекает в обратном направлении.

Домашнее задание

1. Какой термодинамической величиной характеризуется равновесие, если система находится при постоянных значениях давления и температуры? Какое значение соответствует этой термодинамической величине?

2. Найти энергию кристаллической решетки KCl_(k), если известны энтальпии образования (DН⁰) веществ: DН⁰ (KCl_(k)) = -436,8 кДж/моль, DН⁰ (Cl^-_(г)) = -233,7 кДж/моль, DН⁰ (K⁺_(г)) = 514,6 кДж/моль.

3. Которой из реакций соответствует уменьшение энтропии

C_(тв) + Н₂О_(газ) = CО_(газ) + Н_2(газ)

C_(тв) + O_2(газ) = CО_2(газ)

NH₄NO_3(тв) = N₂O_(газ) + 2Н₂О_(газ)

CО_(газ) + 3Н_2(газ) = СH_4(газ) + Н₂О_(газ)

4. Найти количество теплоты, которое выделяется при взаимодействии 4,6 г натрия с 6,4 г серы, если теплота образования Na₂S равна 372 кДж/моль.

5. Напишите уравнение, характеризующее связь изменения энергии Гиббса с константой равновесия при постоянной температуре.

6. Напишите термохимическое уравнение, содержащее стандартную энтальпию процесса образования хлороводорода.

7. К какому значению стремится энтропия правильно сформированного кристалла при приближении температуры к абсолютному нулю?

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 29-43; 51.

 

Тема 4. Скорость химической реакции

Содержание темы

1. Понятие «скорость химической реакции» и ее математическое выражение.

2. Факторы, влияющие на скорость реакции.

3. Зависимость скорости реакции от температуры и природы реагирующих веществ. Правило Вант-Гоффа. Понятие об энергии активации и активных молекулах.

4. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс и его математическое выражение. Константа скорости химической реакции, ее физический смысл.

5. Скорость реакций, протекающих в гетерогенных системах.

6. Степень дисперсности как характеристика препарата.

7. Примеры решения задач.

Пример 1. Как изменится скорость реакции

С + Н₂O = СО + Н₂

при повышении температуры на 30 К, если температурный коэффициент реакции (g) равен 3?

Решение. Согласно правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на каждые10К скорость реакции возрастает в 2-4 раза:

V_t/V₀ = g^(T-T0)/10

В данной задаче g = 3.

V_t/V₀ = 3^30/10 = 3³ = 27

Следовательно, при повышении температуры на 30 К скорость реакции увеличится в 27 раз.

Пример 2. Как изменится скорость прямой реакции

N₂+3Н₂=2NН₃,

если концентрация азота увеличилась в 4 раза, а концентрация водорода уменьшилась в 2 раза?

Решение. По закону действия масс скорость гомогенной реакции равна

V = k×[N₂]×[H₂]³

Скорость реакции с учетом изменения концентрации

V₂ = k×(4×[N₂])×((1/2)×[H₂])³

Отношение скоростей

V₂/V = ((4×[N₂])/[N₂])×((1/2)×[H₂]/[H₂])³ = (4/1)×((1/2)/1)³ =2

Удобно положить начальные концентрации реагирующих веществ [N₂] и [H₂], равными 1. Тогда ([N₂]₂ /[N₂]) = 4 и ([H₂]₂ /[H₂]) = 1/2

V₂ /V = 4×(1/2)³ = 4×(1/8) = 1/2

Пример 3. Как изменится скорость прямой реакции

2 SO₂ + O₂ = 2 SO₃,

если давление в системе возрастет в 2 раза?

Решение. По закону действия масс скорость гомогенной реакции равна

V = k×[SO₂]²×[O₂]

При увеличении давления в два раза объем газовой смеси уменьшается в 2 раза, и, следовательно, во столько же раз возрастают концентрации реагирующих веществ. Новые концентрации реагирующих веществ представим в виде (2×[SO₂]) и (2×[O₂]). Тогда изменение скорости прямой реакции составит

V₂ /V = ((2×[SO₂])/[ SO₂])²×((2×[O₂])/[O₂]) = 2²×2 = 8

Скорость реакции возросла в 8 раз.

Пример 4. Как изменится скорость прямой реакции

2Р_тв+Н₂+3О₂=2НРО₃

при увеличении давления в 2 раза?

Решение. Для гетерогенных процессов в уравнение закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно представляет собою постоянную величину и поэтому включается в константу скорости. В данном примере для прямой реакции закон действия масс запишется так:

V = k×const [Н₂]×[O₂]³ = k'×[Н₂]×[O₂]³

где константа k' = k×const учитывает влияние площади поверхности раздела фаз, связанной с дисперсностью твердой фазы.

Пусть начальные концентрации реагирующих веществ [Н₂]₀ и [O₂]₀ равны 1. После увеличения давления вдвое концентрации реагирующих веществ также удвоились. Тогда отношение скоростей составляет

V/V₀ = ([H₂]/[H₂]₀)×([O₂]/[O₂]₀)³ = 2×2³ = 16

Скорость реакции возросла в 16 раз.

Домашнее задание

1. Как изменится скорость реакции

2SO_2(газ) + O_2(газ) = 2SO_3(газ)

а) при увеличении температуры от 260^оС до 300^оС,

б) при уменьшении температуры от 170^оС до 140^оС,

если температурный коэффициент скорости реакцииравен 2?

2. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции

а) 2СО_(газ) + O_2(газ) = 2СO_2(газ),

б) СО_(газ) + FeО_(тв) = Fe_(тв) + СO_2(газ)

при увеличении концентрации СО в 4 раза?

3. Как изменится скорость прямых реакций

а) 2H₂S_(газ) + SO_{2 (газ)} = 3s_(тв) + 2Н₂O_(жидк)

б) 2 NO_(газ) + Cl_{2 (газ)} = 2 NOCl_(газ)

в) СО_(газ) + Н₂О_(пар) = СО_2(газ) + Н_2(газ)

г) Fe_(тв) + 2 НCl_(газ) = FeCl_2(тв) + Н_{2 (газ)}

д) 2Р_(тв) +5Cl_2(газ) = 2РCl_5(газ)

при увеличении давления в 2 раза?

4. Как изменятся скорости прямых реакций

а) 4 НCl_(газ) + O_2(газ) = 2Н₂O_(пар) + 2 Cl_2(газ),

б) 4Fe_(тв) +3O_2(газ)=2Fe₂O_3(тв)

при уменьшении давления в 3 раза?

6. Связаны ли со степенью дисперсности особенности применения серы в ветеринарии? Почему?

Лабораторная работа

Реактивы и оборудование: 1) дистиллированная вода; 2) 0,1 м раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃; 3) 2,5% раствор серной кислоты; 4) штатив для пробирок;5) секундомер; 6) 6 пробирок; 7) 2 бюретки.

Изучается скорость следующей реакции

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = S¯ + Na₂SO₄ + H₂O+SO₂­

Возникающая при этой реакции сера в первый момент образует с водой коллоидный раствор. Необходимо измерить по секундомеру время от момента сливания до появления едва заметной мути. Таким образом, в данном опыте измеряется не скорость реакции, а промежуток времени t между началом реакции и видимым результатом. Этот промежуток времени обратно пропорционален скорости реакции V, поэтому величину 1/t назовем условной скоростью реакции (V _усл).

Опыт. 1. Влияние концентрации на скорость реакции. На стенках шести сухих и чистых пробирок поставить восковым карандашом номера: 1, 2, 3, la, 2a, 3а. В первые три пробирки налить из бюретки по 5 мл раствора серной кислоты (отсчет по нижнему мениску, результаты опыта зависят от точности измерения объема раствора). В другие три пробирки налить из бюреток указанное в таблице количество миллилитров раствора Na₂S₂O₃ и Н₂O. Приведенную ниже таблицу переписать в лабораторный журнал.

 

№ пробирок	Объем, мл	[Na2S2O3] = 0,1×a/(а+б+в) (моль/л)	Время до появления мути (t, сек)	V усл = 1/t, (сек^-1)
Na2S2O3 (а)	Н2O (б)	Н2SO4 (в)
1а				0,01
2a				0,02
За				0,03

 

Влить содержимое пробирки 1а в пробирку 1 и тотчас же включить секундомер. Перемешать раствор в пробирке. Как только появится слабая муть, выключить секундомер и записать данные в таблицу. Проделать аналогичные опыты с растворами во всех других пробирках. По полученным данным построить (на миллиметровой бумаге) график зависимости между условной скоростью реакции (ось ординат) и концентрацией (ось абсцисс). График вклеить в журнал. Каков должен быть график при идеальном соблюдении закона действия масс? Сделать вывод о влиянии изменения концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции. При каких кожных заболеваниях животных, и каким образом используются сера и тиосульфат натрия?

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 29-43; 44-49, 52-54; 124-132, 153.

 

Тема 5. Химическое равновесие

Содержание темы

1. Понятие химического равновесия.

2. Вывод константы равновесия химической реакции.

3. Химическое равновесие гетерогенных реакций.

4. Принцип Ле Шателье.

5. Смещение химического равновесия под влиянием изменения условий (концентрации веществ, давления реакционной газовой смеси и температуры).

6. Химические равновесия в организме животного.

7. Примеры решения задач.

Пример 1. Для реакции

С_{(графит)} + Н₂О_(пар) Û CO_(газ) + Н_{2 (газ)}; DН = 131,3 кДж

Определить, в каком направлении сместится химическое равновесие при изменении одного из условий:

а) при увеличении концентрации Н₂О,

б) при увеличении концентрации СО,

в) при уменьшении концентрации H₂,

г) при увеличении общего давления,

д) при повышении температуры.

Решение. а). Согласно принципу Ле Шателье, повышение концентрации одного из реагирующих веществ увеличивает скорость реакции, использующей вводимое вещество. Следовательно, равновесие данной реакции должно смещаться в сторону прямой реакции, поскольку при этом добавленное количество Н₂О будет частично расходоваться.

б). Согласно принципу Ле Шателье, при увеличении концентрации СО равновесие должно смещаться в сторону обратной реакции, так как в этом случае добавленное количество СО будет расходоваться.

в). Согласно принципу Ле Шателье, понижение концентрации одного из реагирующих веществ увеличивает скорость реакции, протекающей с образованием вещества, концентрация которого понижается. В данной реакции при уменьшении концентрации равновесие должно смещаться в сторону прямой реакции, поскольку ее протекание будет частично восполнять произведенное уменьшение концентрации Н₂.

г). Согласно принципу Ле Шателье, повышение давления в системе увеличивает скорость реакции, протекающей с уменьшением объема. Следовательно, в данном случае увеличение общего давления реакционной смеси будет смещать химическое равновесие в сторону обратной реакции, в результате которой из двух молекул газов Н₂ и СО получается одна молекула газообразной H₂O. Уменьшение числа молекул газообразных веществ в реакционной смеси противодействует произведенному нами увеличению общего давления смеси.

д). Согласно принципу Ле Шателье, повышение температуры реакционной смеси увеличивает скорость эндотермической реакции. Следовательно, в данном случае равновесие сместится в сторону прямой реакции, протекание которой сопровождается поглощением теплоты и противодействием произведенному нами нагреванию смеси.

Домашнее задание

1. В какую сторону сместится равновесие

2S_(тв) + 3 O_2(газ) Û 2 SO_3(газ); DН < 0,

а) при увеличении концентрации исходных веществ;

б) при увеличении концентрации продуктов реакции?

 

2. В какую сторону сместится равновесие реакций

а) 2Н₂S_(газ) Û 2Н_2(газ) + S_2(газ); DН = 40,2 кДж,

б) N₂O_4(газ) Û 2NO_2(газ); DН = 66,7 кДж,

в) СО_(газ) + Н₂O_(пар) Û СO_2(газ) + Н_2(газ); DН = - 41,1 кДж

при повышении температуры?

 

3. Как отразится повышение давления на равновесии реакций:

2 Н_2(газ) + О_2(газ) Û 2 Н₂O,

СаСО_3(тв) Û СаО_(тв) + СО_2(газ).

 

4. Укажите, какими изменениями концентраций реагирующих веществ можно сдвинуть вправо равновесие реакции

CO_2(газ) + С_(тв) Û 2 СО_(газ).

 

5. Приведите примеры объяснения смещения химических равновесий в организме животного на основании принципа Ле Шателье.

Лабораторная работа

На химическое равновесие

Реактивы и оборудование: 1) 0,01 М раствор хлорида железа (III) FeCl₃; 2) 0,01 М раствор роданида аммония NH₄SCN; 3) насыщенный раствор хлорида железа FeCl₃; 4) насыщенный раствор роданида аммония NH₄SCN; 5) кристаллический хлорид аммония NH₄Cl; 6) штатив для пробирок;
7) 4 пробирки.

К 20 каплям 0,01 М раствора хлорида железа(III) прибавьте 20 капель 0,01 М раствора роданида аммония. Получится раствор с характерной красной окраской, обусловленной образованием роданида железа Fe(SCN)₃:

FeCl₃ + 3 NH₄SCN Û Fe(SCN)₃ + 3 NH₄Cl

Разлейте полученный красный раствор в 4 пробирки. 1-ю пробирку оставьте для сравнения, во 2-ю пробирку добавьте несколько капель насыщенного раствора хлорида железа(III), в 3-ю пробирку добавьте несколько капель насыщенного раствора роданида аммония, в 4-ю пробирку добавьте несколько кристалликов хлорида аммония. Перемешайте растворы в пробирках.

Наблюдаемые изменения окраски раствора при добавлении реагирующих веществ занесите в таблицу и сделайте выводы о смещении равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

 

№ пробирки	Производимое увеличение концентрации вещества	Изменение интенсивности красного цвета	Изменение концентрации Fе(SCN)3	Равновесие сдвинулось в сторону
	-	-	-	-
	FеCl3
	NH4SCN
	NH4Cl