- •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.
4. Реакции ионного обмена.
Реакции ионного обмена – это реакции связывания ионов, завершающиеся образованимем неэлектролита (например, летучего соединения), труднорастворимого или любого слабодиссоциирующего соединения. Поэтому , записывая уравнение реакции ионного обмена, необходимо рассматривать состояние каждого соединения в растворе, а именно: сильные электролиты должны быть представлены в виде ионов (как они есть), а слабые электролиты и неэлектролиты – в молекулярной форме. Уравнение реакции ионного обмена, отражающее состояние электролитов в растворе, называется ионно-молекулярным уравнением.
При оформлении любой реакции ионного обмена, протекающей в растворе, необходимо записать 3 уравнения: молекулярное уравнение, развёрнутое ионно-молекулярное уравнение и сокращённое ионно- молекулярное уравнение. Подробнее о правилах оформления уравнений реакций ионного обмена см. в пособии: «Методические указания к контрольной работе №4: растворы электролитов».
Реакции ионного обмена обратимы, т.к. в них или прямой процесс, или обратный, или оба вместе протекают с участием слабых электролитов. Поэтому для них справедливы все положения химической термодинамики, касающиеся направления процессов в обратимых реакциях, а именно, самопроизвольное протекание процесса в обратимой реакции возможно только в направлении уменьшения энергии Гиббса, т.е. в направлении, для которого выполняется условие: G0.
Как известно, стандартная энергия Гиббса GT0 реакции связана с величиной константы равновесия обратимой химической реакции Кс соотношением: GT0 = - 2,3RTlgKc. Поэтому условие GT0 0 выполняется при Кс1, т.е., если реагенты и продукты реакции ионного обмена находятся в стандартном состоянии, самопроизвольно протекает прямая реакция при Кс1 и обратная – при Кс1. Таким образом, величина Кс может служить оценочным критерием для определения направления преимущественного протекания процесса в обратимой реакции ионного обмена. Очевидно, что при Кс1 реакция ионного обмена протекает практически только в прямом направлении, а при Кс1 – только в обратном направлении.
Величину Кс реакции ионного обмена можно рассчитать через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов по формуле:
Кс = ПКисх/ПКпрод (4.1)
где ПКисх – произведение констант диссоциации исходных слабодиссоциирующих электролитов, ПКпрод – то же для слабодиссоциирующих продуктов реакции.
Пример 4.1. Вычисление Кс и определение направления преимущественного протекания процесса в реакции ионного обмена: H2SO3 + 2NH4OH = (NH4)2SO3 + 2H2O.
Исходя из силы исходных и образующихся электролитов (см. п. 2), записываем ионно-молекулярное уравнение реакции: H2SO3 + 2NH4OH = 2NH4+ + SO3 2- + 2H2O. По формуле (4.1) вычисляем значение константы равновесия реакции, пользуясь табличными значениями констант диссоциации (см приложение 1):
Кс = К(H2SO3)К2(NH4OH)/К2(H2O) = 9,9210-10(1,810-5)2/(10-14)2 = 3,210-19/10-28 = 3,21091. Полученный результат указывает на то, что рассматриваемая реакция ионного обмена практически протекает только в прямом направлении.