- •Оформление лабораторных работ.
- •Образец оформления титульного листа лабораторной работы.
- •Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Классы неорганических веществ. Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Теоретическое введение. Простые вещества.
- •Классы неорганических соединений.
- •Экспериментальная часть
- •Контрольные вопросы.
- •Контрольные вопросы
- •Контрольные вопросы.
- •Контрольные вопросы.
- •Приложение
- •Номенклатура солей и кислот
- •Номенклатура комплексных соединений.
- •Лабораторная работа № 2
- •Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Основные понятия.
- •Влияние концентрации реагирующих веществ.
- •Влияние температуры на скорость реакции.
- •Катализ.
- •Экспериментальная часть.
- •См. Здм, уравнение 2
- •Увеличение давления приводит к эквивалентному увеличению концентраций всех реагентов, пример 1
- •Контрольные вопросы
- •Варианты заданий для защиты лабораторных работ.
- •Лабораторная работа №3.
- •Работу выполнил__________________ Работу принял_________________
- •Тепловые эффекты химических реакций.
- •Вариант контрольного теста .
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные вопросы.
- •Направление химических процессов и химическое равновесие.
- •Смещение химического равновесия.
- •Лабораторная работа №5. Ионные равновесия в растворах электролитов.
- •Гетерогенные ионные равновесия.
- •Равновесие в растворах комплексных соединений.
- •Свойства амфотерных электролитов.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные задания.
- •Лабораторная работа №6 реакции ионного обмена.
- •Общие сведения.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные вопросы.
- •2. Диссоциация воды.
- •3.Смещение равновесий в растворах слабых электролитов.
- •4.Ионные равновесия в гетерогенных системах.
- •5.Смещение равновесий в растворах амфотерных электролитов.
- •6.Реакции ионного обмена.
- •7. Гидролиз солей.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант контрольного теста
- •Ответы и комментарии
- •Лабораторная работа №8. Реакции окисления - восстановления
- •Введение.
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •Направление реакций окисления-восстановления.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Контрольные вопросы.
- •Лабораторная работа №9 электрохимические процессы
- •Основные понятия
- •Гальванический элемент
- •Электролиз растворов
- •Электрохимическая коррозия металлов.
- •Вариант контрольного теста
- •Контрольные вопросы.
- •Приложение Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Лабораторная работа№10 общие химические свойства металлов и их соединений
- •Введение
- •1.Отношение металлов к воде.
- •3. Действие кислот на металлы.
- •Экспериментальная часть
- •3.2 Взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой.
- •3.4. Взаимодействие металлов с концентрированной азотной кислотой.
- •3.5. Действие на металлы разбавленной азотной кислоты.
- •Лабораторная работа №1 « химическая термодинамика»
- •1. Основные понятия.
- •2. Теплота реакции и термохимические расчёты.
- •3. Энтропия реакции.
- •4. Энергия Гиббса реакции.
- •1* Состояния веществ в уравнениях реакций указываются с помощью буквенных индексов: (к) - кристаллическое, (т) - твёрдое, (ж) - жидкое, (г) - газообразное, (р) - растворённое.
- •3* Δh0298обрО2. В формуле не фигурирует ввиду её равенства нулю.
- •5. Химическое равновесие.
- •Лабораторная работа № 2 растворы электролитов.
- •1. Общая характеристика растворов электролитов.
- •2. Основные классы электролитов.
- •3. Смещение ионных равновесий.
- •4. Реакции ионного обмена.
- •5. Гидролиз солей.
- •Экспериментальная часть.
- •Контрольные задания.
- •Вариант контрольного теста.
- •1) РН увеличивается 2) рН уменьшается 3) рН не изменяется
- •Ответы и комментарии.
- •Константы диссоциации и произведения растворимости слабодиссоциирующих электролитов.
- •1. Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •Ответы и комментарии.
2. Диссоциация воды.
Вода, будучи весьма слабым электролитом, в очень малой степени подвергается диссоциации. При диссоциации она распадается на ионы (ион гидроксония и гидроксид – ион соответственно):
H2O + H2OÛH3O+ + OH-, или в упрощенном виде уравнение реакции записывают:
H2O Û H+ + OH- (4)
Константа диссоциации воды равна: Кд = [H+].[OH-]/[H2O] = 1,8.10-16 (при 22о С) (5)
Так как вода диссоциирована очень слабо, то концентрацию воды [H2O] можно принимать за постоянную величину, равную:[H2O] = m/M.V = 1000/18 = 55,5моль/л. Следовательно, и произведение Кд.[H2O] для данной температуры постоянно: Кд.[H2O] = 1,8.10-16.55,5 =10-14. Это произведение обозначают через Kw.
Kw =[H+].[OH-] = 10-14 (6)
Величина Kw называется ионным произведением воды и является постоянной не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов. Kw зависит от температуры.
Для чистой воды [H+] = [OH-] = = 10-7моль/л и среда является нейтральной .
Если концентрация ионов [H+] > 10-7моль/л, среда будет кислой.
Если концентрация ионов [H+] < 10-7 моль/л, среда будет щелочной.
Концентрация же ионов OH- наоборот : в кислой среде [OH-] < 10-7 моль/л, а в щелочной [OH-] > 10-7 моль/л.
Поскольку концентрации ионов H+ и OH- в любом водном растворе взаимосвязаны, то для характеристики водных сред принято указывать только концентрацию ионов H+.
Кислотность или щелочность раствора можно оценить по величине pH, которая называется водородным показателем и равна: pH = -lg[H+]. (7)
В нейтральной среде pH = 7, в кислой среде pH<7, в щелочной среде pH >7.
Реже пользуются величиной pOH, которая равна соответственно:
pOH = - lg [OH-] (8)
рH + pOH = 14 (9)
Значения pH раствора определяют с помощью pH-метров или цветных индикаторов.
3.Смещение равновесий в растворах слабых электролитов.
Равновесие, установившееся в растворах слабых электролитов, характеризуют константой диссоциации ( КД) и степенью диссоциации ( a ), которые связаны соотношением
КД = a2.С/1-a (10)
где С – молярная концентрация раствора электролита.
Для слабых электролитов можно считать1-a @1, тогда соотношение (10) примет вид:
КД = a2.С (11)
Равновесие в растворах слабых электролитов, как и для любой другой обратимой реакции, подчиняется принципу Ле Шателье: при увеличении концентрации ионов в растворе (путем добавления в систему сильного электролита, содержащего одноименный ион) равновесие (2) смещается влево, т.е. степень диссоциации слабого электролита уменьшается; при уменьшении концентрации ионов в растворе (путем связывания их в более слабый электролит) равновесие (2) смещается вправо, т.е. степень диссоциации слабого электролита увеличивается. Об этих процессах можно судить по изменению pH раствора.
ПРИМЕР 2. Рссмотрим, как влияет добавление 1М раствора цианида калия KCN (сильного электролита) на диссоциацию цианистоводородной кислоты HCN (слабого электролита) в 0,1М водном растворе.
Диссоциация кислоты выражается уравнением: HCN ÛH+ + CN-.
Константа диссоциации равна: КД = [H+].[CN-]/[HCN] = 5.10-10 (см. ур-ние 3). Из уравнения реакции видно, что концентрации ионов, образующихся при диссоциации кислоты равны [H+]=[CN-]; а так как доля диссоциированных молекул для слабых электролитов незначительна, то можно принять, что [HCN] @СК. Тогда КД= [H+]2/СК и [H+] = ÖКД × CК = Ö5.10-10×0,1 = 7.10-6. Степень диссоциации равна a=[H+] / СК и a=7.10-5.
Из уравнения (7) pH = - lg[H+] = - lg 7.10-6 = 5,15.
Добавляем к 0,1M раствору HCN соль KCN в концентрации 1моль/л. Цианид калия в растворе полностью диссоциирует на ионы : KCN Þ K+ + CN-, следовательно Ссоли=СCN-. Поэтому после добавления соли концентрация цианид-ионов в растворе станет: СCN- = Cсоли+[CN-].
Так как в растворе кислоты [CN-]= 7.10-6моль/л, а Ссоли= 1моль/л, то Ссоли>>[CN-] и можно принять СCN-@ Cсоли.
Теперь из выражения для КД получаем: [H+] =КД.[HCN]/CCN- = 5.10-10. 0,1/1=7.10-11.
Тогда a = 5.10-10, а pH = -lg[H+] = -lg 5.10-11 = 10,3.
Результаты расчетов показали, что pH раствора HCN возрастает от 5,15 до 10,3 при добавлении KCN,т.е. диссоциация кислоты HCN уменьшается, ( что подтверждает и расчет a). Среда становится щелочной за счет гидролиза соли KCN.Эти данные подтверждают принцип
Ле - Шателье, что при введении в раствор слабого электролита одноименных ионов степень его диссоциации уменьшается.