Тиск насиченої водяної пари

Температура,	Тиск , кПа	Температура,	Тиск , кПа
14	1,597	19	2,189
15	1,705	20	2,337
16	1,817	21	2,486
17	1,935	22	2,642
18	2,062	23	2,841

Температура повітря в приміщенні дорівнює Т = 273 + t⁰С.

Використовуючи закону еквівалентів , визначити еквівалентну масу металу, враховуючи, що = 1г/моль.

2.Через об’єм виділеного водню, приведений до нормальних умов.

Застосовуючи рівняння об’єднаного газового закону привести об’єм виділеного водню до нормальних умов (V₀).

Знайти еквівалентну масу металу за формулою:

де - наважка металу (г);

- еквівалентний об’єм водню (дорівнює 11200 мл/моль за н. у.).

Обчислити середню еквівалентну масу металу.

Розрахувати атомну масу металу через співвідношення еквівалентної маси металу і валентності (В):

А = Е_Ме∙В

Використовуючи періодичну таблицю елементів Д.І.Менделєєва, визначити назву металу. Зробити висновок.

Контрольні питання.

1. Визначити еквівалентні маси наступних речовин: N₂O₅; H₃PO₄; Ва(ОН)₂; Ca₃(PO₄)₂; FeCl₃; MgHPO₄; AlOH(NO₃)₂.

2. При розчиненні у кислоті 3,06 г металу виділилося 2,8 л водню за н.у. Визначити молярну масу еквіваленту металу.

3. Визначити атомну масу двовалентного металу, якщо для окиснення 8,34 г металу використано 0,680 л кисню (н.у.).

4. При нагріванні 0,92 г олова у кисні утворилось 1,17 г оксиду. Знайти валентність олова у цьому оксиді і записати його формулу.

5. Масова частка алюмінію у його хлориді складає 20,22%. Обчислити молярну масу еквіваленту алюмінію, валентність і скласти формулу хлориду.

Лабораторна робота №4 Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага

Основні теоретичні питання.

Швидкість реакції, фактори, від яких вона залежить; закон діючих мас для гомогенних і гетерогенних процесів; фізичний зміст константи швидкості; правило Вант-Гоффа і його математичний вираз; каталіз і каталізатори; оборотні та необоротні реакції, стан хімічної рівноваги у системі; принцип Ле-Шателье.

Мета роботи: вивчення залежності швидкості реакції від природи і концентрацій реагуючих речовин, температури, ступеня подрібнення твердих речовин, наявності каталізатору.

Обладнання і реактиви: гранульовані цинк і олово; грудки і порошок крейди; розчини кислот HCl, H₂SO₄ (2 н), розчин Na₂S₂O₃ (0,25н); дистильована вода; пробірки великого об’єму; секундомір.

Хід роботи

Дослід 1. Вплив природи реагуючих речовин на швидкість реакції.

У дві пробірки налити по 1 мл хлоридної кислоти. У одну з них занурити гранулу цинку, у другу – гранулу олова. Порівняти інтенсивність утворення бульбашок Н₂ в обох пробірках. Записати рівняння реакцій. Зробити висновок про вплив природи металу на швидкість реакції.

Дослід 2. Вплив площі поверхні реагентів на швидкість реакції.

У дві пробірки налити по 1 мл хлоридної кислоти. Приготувати маленьку грудку крейди і приблизно таку ж кількість порошку крейди. Одночасно внести крейду в обидві пробірки і спостерігати утворення діоксиду карбону СО₂. Порівняти час розчинення крейди в обох пробірках. Записати рівняння реакції. Зробити висновок про вплив ступеня подрібнення твердих речовин на швидкість реакції.

Дослід 3. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.

Для досліду взяти розчин натрій тіосульфату, сульфатну кислоту, дистильовану воду і пробірки великого об’єму (за вказівкою лаборанта).

Реакція між тіосульфатом і сульфатною кислотою має вигляд:

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

Спостерігається поступове помутніння розчину внаслідок утворення вільної сірки. Швидкість появи сірки залежить від концентрації реагентів і може бути визначена у часі.

У три пронумеровані пробірки за допомогою спеціального циліндру налити розчин тіосульфату натрію: в першу – 5 мл, у другу – 10 мл, у третю – 15 мл і довести загальний об’єм в двох перших пробірках до 15 мл дистильованою водою. Таким чином, умовна концентрація тіосульфату у першій пробірці буде c₁, у другій – 2с₁, у третій – 3с₁. В окремих трьох пробірках приготувати по 5 мл розчину сульфатної кислоти.

У пробірку №1 з розчином натрій тіосульфату влити розчин кислоти, включити секундомір і записати час (секунди), за який з‘явиться помутніння – вільна сірка. Дослід повторити з пробірками №2 і №3. Результати дослідів записати у таблицю:

Таблиця 4.1

№ досл.	V(Na2S2O3), мл	V(H2O), мл	V(H2SO4) , мл	V загальний	C (конц) Na2S2O3 (умовна)	t , час, с	V=100/t, швидкість с-1
1	5	10	5	20	С1
2	10	5	5	20	2с1
3	15	-	5	20	3с1

Побудувати графік залежності швидкості реакції від концентрації реагентів, де на осі абсцис відкласти умовну концентрацію С розчину тіосульфату, а на осі ординат – умовну швидкість V=100/t. Зробити висновок про вплив концентрації реагентів на швидкість процесів.

Дослід 4. Вплив концентрацій реагуючих речовин на хімічну рівновагу.

Стан хімічної рівноваги у системі можна змістити, змінюючи концентрації реагентів або продуктів реакції. Для дослідження приготувати 4 великих пробірки і розчини ферум (ІІІ) хлориду FeCl₃, калій роданіду KSCN та кристалічний калій хлорид КСl. При взаємодії ферум хлориду з калій роданідом протікає оборотна реакція з утворенням ферум (ІІІ) роданіду червоного кольору. Інтенсивність червоного кольору залежить від концентрації Fe(SCN)₃ у розчині, тому що всі інші реагенти безбарвні. Зміщення рівноваги у бік прямої реакції збільшує інтенсивність червоного кольору, зміщення рівноваги у зворотний бік супроводжується зменшенням інтенсивності забарвлення.

У велику пробірку налити дистильованої води і додати по 2-3 краплини розчинів ферум хлориду і калій роданіду до утворення слабко - червоного розчину. Перемішати розчин і розлити його на 4 пробірки приблизно порівну. Четверта пробірка є пробіркою порівняння.

У першу та другу пробірки додати розчин FeCl_3, та KSCN. Відмітити, як змінюється забарвлення. У третю пробірку додати кристалічний KCl, записати зміну кольору. Пояснити, в якому напрямку зміщувалась рівновага у кожному випадку. Скласти рівняння реакції і записати вираз константи рівноваги. На основі принципу Ле-Шателье пояснити вплив концентрацій речовин на хімічну рівновагу.

Контрольні питання.

1. Навести формулювання і математичний вираз закону діючих мас. Записати його вираз для реакцій:

а) 2NO_г + O_2,г = 2NO_2,г; б) 2Na_кp.+ H_2,r = 2NaH_кp.

2. Константа швидкості реакції 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О, яка відбувається у газовій фазі, дорівнює 2∙10^-3 л/моль∙с. Обчислити швидкість V цієї реакції, якщо концентрації водню та кисню дорівнюють по 0,2 моль/л.

3. Визначити, у скільки разів зросте швидкість реакції при збільшенні температури на 30⁰С. Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 3.

4. Пояснити, що таке хімічна рівновага, які фактори впливають на зміщення хімічної рівноваги. Обчислити константу рівноваги К_рівн. для реакції:

Br_2,p+ H_2,r = 2HBr_r , якщо у стані рівноваги концентрації реагентів були:

[Br₂]=0,2 моль/л, [H₂]=0,3 моль/л, [HBr] = 1,2 моль/л. Обчислити початкові концентрації брому та водню.

5. Записати вираз для констант рівноваги К_рівн. для реакцій у газовій фазі:

а) 2SO₂ + O₂ = 2SO₃ ; H⁰₂₉₈ = -192,7 кДж/моль

б) H₂ + Cl₂ = 2HCl ; H⁰₂₉₈ = - 184,6 кДж/моль

в) C_тверд. + H₂O = CO + H₂ ; H⁰₂₉₈ = 129,9 кДж/моль

За величиною стандартної ентальпії Н⁰₂₉₈ визначити, які з цих реакцій є ендотермічними, а які – екзотермічними? У якому напрямку зміститься рівновага у цих процесах, якщо: а) збільшити тиск Р; б) збільшити температуру?