ВОПРОСЫ САМОКОНТРОЛЯ ПО ТЕМЕ. "ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ"

Опыт 1: Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость гомогенной химической реакции.

В четыре стакана емкостью 100 мл налить по 20 мл раствора сульфита натрия, подкисленного серной кислотой и содержащего небольшое количество крахмала (1 г соли, 0,95 мл концентрированной серной кислоты, 0,1 г крахмала в 1 л раствора). В четыре других стаканчика налить 20, 10, 5 и 2,5 мл раствора иодата калия KJO₃ (3,9 г соли в 1 л раствора). В последние три из четырех стаканчиков добавить соответственно 10, 15 и 17,5 мл дистиллированной воды. Сливая попарно растворы сульфита натрия и иодата калия, отмечать по секундомеру время появления окраски. Результаты записать в таблицу:

Построить график зависимости относительной скорости реакции от относительной концентрации иодата калия С(KJO₃)^отн.. Написать уравнение реакции в молекулярной и сокращенно-ионной формах. Отвечает ли это уравнение механизму протекания реакции? Ответ обосновать.

Опыт 2: Влияние величины поверхности на скорость гетерогенной химической реакции.

В две пробирки поместить равные по массе (не более 0,3 г) образцы мела: в одну пробирку порошок, в другую - кусочек. В обе пробирки одновременно влить по 1-2 мл 2н. НСl. Сравнить скорость растворения мела в обеих пробирках. Написать уравнение реакции.

Опыт 3: Автокатализ.

Автокаталитическими называют реакции, катализатором в которых служит один из продуктов реакции. Примером является окисление щавелевой кислоты перманганатом в кислой среде:

2MnO₄^- + 5H₂C₂O₄ + 6H⁺ = 2Mn²⁺ +10CO₂­ +8H₂O

Катализатором этой реакции служат ионы Мn²⁺. В две пробирки налить по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия, подкислить раствором серной кислоты и прилить равные объемы 1М раствора щавелевой кислоты. В одну из пробирок бросить кристаллик соли марганца (II). Сравнить скорость окисления щавелевой кислоты в обеих пробирках.

Опыт 4: Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.

К 20 мл дистиллированной воды в химическом стаканчике добавить по 1-2 капли растворов хлорида железа (III) и роданида аммония. Что происходит? Написать уравнение реакции. Полученный раствор разлить в 4 пробирки (по 1-2 мл). В первую добавить несколько капель концентрированного раствора хлорида железа (III), во вторую - концентрированного раствора роданида аммония, в третью - концентрированного раствора хлорида аммония, четвертую оставить для сравнения. Как изменяется интенсивность окраски раствора в первых трех пробирках? Дать объяснение, пользуясь выражением константы равновесия и принципом Ле-Шателье.

Опыт 5: Влияние температуры на химическое равновесие.

При взаимодействии иода с крахмалом образуется вещество сложного состава - иодокрахмал. Реакция экзотермическая и равновесие ее условно представить схемой:

иод + крахмал Û иодокрахмал + Q; DН^о_р-ции < 0

В две пробирки налить по 5 мл свежеприготовленного раствора крахмала и добавить 1-4 капли раствора иода, содержащего небольшое количество иодида калия. Что наблюдаете? Одну из пробирок нагреть и сравнить с контрольной пробиркой. Охладить нагретую пробирку водой из под крана. Сравнить с контрольной пробиркой. Результаты опыта записать в таблицу:

Опыт 6: Ингибирование коррозии.

В два стаканчика поместить стальную проволоку (скрепка, гвоздь) и прилить по несколько мл соляной кислоты. В один из стаканов добавить 1-2 мл 40%-ного раствора формалина. Сравнить скорость коррозии стали в обоих стаканчиках.

ВОПРОСЫСАМОКОНТРОЛЯ ПО ТЕМЕ

"ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ"

1. Какая реакция называется самопроизвольной? Должна ли самопроизвольная реакция обязательно быть быстропротекающей?

2. Какие реакции называются практически необратимыми (односторонними)? Приведите примеры обратимых реакций.

3. Дать определение и математическое выражение скорости химической реакции.

4. Что называется константой скорости химической реакции и от каких факторов она зависит?

5. Сформулировать закон действующих масс и привести примеры.

6. Каков физический смысл константы химического равновесия и от каких факторов она зависит?

7. Написать уравнение закона действующих масс для следующих обратимых процессов:

а) Cl₂ + H₂O Û Cl^- + H⁺ + HClO;

б) mA + nB Û pC

8. Каким образом константа равновесия связана с константами скорости прямой и обратной реакции?

9. Вычислить константу химического равновесия реакции NaCl + H₂SO₄ Û NaHSO₄ + HCl, если равновесные концентрации [NaCl] и [H₂SO₄] составляют по 1 моль/л, а [NaHSO₄] и [HCl] - по 0,4 моль/л.

10. Сформулировать принцип Ле-Шателье.

11. Как сместить равновесие вправо:

а) 3H₂ + N₂ Û 2NH₃; DH^o < 0

б) H₂ + I₂ Û 2HI; DH^o < 0

в) 3O₂ Û 2O₃; DH^o > 0

г) CN^- + H₂O Û HCN + OH^-

д) Zn²⁺ + H₂S Û ZnS + 2H⁺

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

Водородный показатель рН. Вода, являясь слабым электролитом, в очень малой степени диссоциирует на ионы:

H₂O Û H⁺ + OH^-

Применив к данному обратимому процессу закон действующих масс:

Приняв концентрацию воды [H₂O] величиной постоянной, равной 1000/18=55,56 моль/л, уравнение можно записать так:

K_w - постоянная величина - называется ионным произведением воды и при 22^oС равна 10^-14. Для чистой воды концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов. Следовательно, при 22^oС

Десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком, называется водородным показателем и обозначается рН, т.е. рН = -lg[H⁺]. Понятие рН удобно применять для характеристики реакции растворов: нейтральная - рН = 7; кислая - рН < 7, щелочная - рН > 7

Гидролиз солей. Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и (чаще всего, но не всегда) к избыточному содержанию в растворе ионов Н⁺ или ионов ОН^-.

Различают 4 случая гидролиза:

1. Гидролиз по катиону характеризует соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. В этом случае катион соли связывает ионы ОН воды, что смещает равновесие системы Н₂О Û Н⁺ + ОН^- вправо. [H⁺] > [OH^-] - среда кислая, рН < 7.

2. Гидролиз по аниону характеризует соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием. В этом случае анион соли связывает ионы Н⁺ воды и в растворе накапливаются ионы ОН^-. [OH^-] > [H⁺] - среда щелочная, рН > 7.

3. Гидролиз по катиону и аниону - свойственен солям, образованным слабой кислотой и слабым основанием. Реакция растворов таких солей определяется соотношением величин констант диссоциации продуктов гидролиза.

4. Соли, образованные сильными кислотами и основаниями не содержат в своем составе ионов, способных к взаимодействию с водой, поэтому гидролизу не подвергаются.

Количественной оценкой гидролиза являются степень и константа гидролиза. Степенью гидролиза h называется отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул: h=c_г/с. Степень гидролиза тем больше, чем больше К_w, т.е. чем больше температура (так как К_w возрастает с температурой); чем меньше К_дисс., т.е. чем слабее кислота (основание), которая образуется в результате гидролиза соли; чем меньше концентрация, т.е. чем больше разбавлен раствор.

Константой гидролиза К_г. называется отношение произведения концентраций продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли. Для реакции CN^- + HOH Û HCN + OH^- константа гидролиза запишется в виде:

Величина К_гидр., в отличие от степени гидролиза, не зависит от концентрации раствора, поэтому является более удобной характеристикой процесса. Обе величины связаны между собой отношением:

При малых значениях h:

Гетерогенные равновесия. Произведение растворимости. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Поэтому ничтожная часть даже самого нерастворимого вещества, например AgCl, все же переходит в раствор. Со временем между твердой фазой (осадком) и ионами в растворе устанавливается подвижное равновесие:

AgCl (осадок) Û Ag⁺ + Cl^- (раствор)

Таким образом, в гетерогенной системе, состоящей из осадка и насыщенного относительно него раствора, непрерывно протекают два процесса с одинаковой скоростью: переход ионов в раствор и их осаждение на поверхности кристаллов. Произведение растворимости - постоянная величина при данной температуре - представляет собой произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита. Обычно его обозначают символом ПР с индексом, указывающим, к какому электролиту он относится, например [Ag⁺][Cl^-] = ПР_AgCl. Надо иметь ввиду, что ПР постоянно только для насыщенных растворов малорастворимых веществ (например AgI, BaSO₄, но не NaCl). ПР характеризует растворимость вещества: чем больше ПР, тем больше растворимость.

При [Ag⁺][Cl^-] < ПР_AgCl - раствор ненасыщенный,

[Ag⁺][Cl^-] = ПР_AgCl - раствор насыщенный,

[Ag⁺][Cl^-] > ПР_AgCl - раствор пересыщенный.

Добавляя к ненасыщенному раствору электролита электролит с одноименным ионом, можно превратить его в насыщенный и пересыщенный. Из понятия ПР вытекает условие образования осадков: малорастворимый электролит всегда выпадает в осадок, когда произведение концентраций ионов сделается больше величины ПР электролита, т.е. в случае AgCl, когда [Ag⁺][Cl^-] >> ПР_AgCl. Это будет достигнуто прибавлением избытка электролита, содержащего Ag⁺ - или Cl^- -ионы. Растворение осадка происходит тогда, когда произведение концентраций ионов сделается меньше величины ПР электролита, т.е. в случае AgCl, когда [Ag⁺][Cl^-] << ПР_AgCl.Этого можно достигнуть, связывая один из ионов, посылаемых осадком в раствор. Это осуществляется образованием: 1) малодиссоциированного соединения; 2) комплексного иона; 3) менее растворимого соединения; 4) изменением заряда иона в окислительно-восстановительной реакции.

Буферные растворы. Буферные растворы - это такие растворы, рН которых почти не зависит от разбавления, концентрирования и мало изменяется при прибавлении к ним небольших количеств кислот или щелочей, не превышающих некоторого предела. Обычно буферными являются растворы, содержащие слабую кислоту и ее соль, образованную сильным основанием, или слабое основание и его соль, образованную сильной кислотой. Буферной емкостью называется число эквивалентов N кислоты или основания, необходимое для смещения рН одного литра буферного раствора на одну единицу. Она вычисляется по формуле:

где рН₀ - исходное значение, а рН₁ - после добавления кислоты или щелочи. Буферная емкость раствора тем выше, чем больше концентрация компонентов и чем меньше эти концентрации отличаются друг от друга. Каждый буферный раствор имеет определенное значение рН, которое можно рассчитать, пользуясь соответствующими формулами.