Партнерка на США и Канаду по недвижимости, выплаты в крипто
- 30% recurring commission
- Выплаты в USDT
- Вывод каждую неделю
- Комиссия до 5 лет за каждого referral
ΔНC = [(G + gc) Cк + K] Δtс • Мс/gc ;
Где G – навеска воды во втором опыте с заданной солью, вес которой gc
6. Литература.
1. К., К. «Неорганическая химия», Шымкент, 2007г.
стр.53-65.
2. К., К. Практикум по неорганической химии -
учебно - метод. пособие., Шымкент, 2012г, стр. 21-31.
3. Л. Общая химия. М., ВШ, 1997. стр.144-148.
4. Д., А. Неорганическая химия. М., ВШ,
1994., стр.98-102.
5. Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л., Химия,
1988. стр.117-120.
6. Л. «Общая химия». Л., Химия, 1987г., стр.223-229.
7. А. Практикум по неорганической химии. ВШ,
1987. стр.32-34.
8. С.Общая и неорганическая химия. М., ВШ, 1998.,
стр.146-148.
9. П., Ж. «Общая химия» Алматы – 2003ж
стр. 337 – 357.
10. А. «Краткий курс физической химии». стр.
11. Лекционный материал.
6. Контроль:
1. Реакции, идущие с выделением теплоты называются...
А) экзотермическими. В) эндотермическими.
С) эндоэргоническими. Д) изобарическими.
Е) изохорными.
2. Теплота, выделяемая или поглощаемая при образовании... вещества называется стандартной теплотой образования.
А) 1 экв В) 1 моль С) 1 л Д) 1 г
3. Если внутренняя энергия системы повышается, то реакция протекает с... энергии.
А) выделением В) поглощением С) без изменения
Д) поглощением и выделением
4. Энтальпию реакции можно определить по закону...
А) действующих масс. В) Гесса. С) Вант-Гоффа. Д) Авогадро.
Е) эквивалентов.
5. Для соединеня ... стандартная энтальпия образования равна нулю.
А) Н2О2 В) О3 С) СО Д) Nа2СО3
6) Тепловой эффект реакции не зависит от...
А) природы исходных веществ.
В) природы конечных продуктов
С) пути протекания процесса
Д) количества и состояния исходных и конечных веществ.
7) Энергия Гиббса характеризует...
А) тепловой эффект реакции.
В) сдвиг химического равновесия.
С) энергию активации.
Д) направление протекания химическога процесса.
Занятие №5
1. ТЕМА: Скорость химической реакции. Влияние различных факторов
на скорость химических процессов. Химическое равновесие.
2. Цель: Студент должен знать теоретические основы кинетики химических
реакций.
3. Задачи обучения: Студент должен уметь определять направления
химических реакций и проводить практические расчеты.
4. Основные вопросы темы:
1. Что понимают под скоростью химической реакции?
2. Какими законами описываются зависимость скорости реакции от
концентрации, температуры ?
3. Что такое энергия активации?
4. Каков механизм действия катализаторов?
5. Какие реакции называются обратимыми и необратимыми?
6. Что показывает константа химического равновесия, каков его физический
смысл?
7. Как можно нарушить химическое равновесие, о чем гласит принцип Ле -
Шателье?
8. Как изменится скорость реакции 2NО + О2 = 2NО2, если объем
реакционого сосуда уменьшится в 3 раза?
9. Вычислить равновесные концентрации водорода и иода, если известно, что
их начальные концентрации составляют 0,02моль/л, а равновесная
концентрация [НІ] = 0,03моль/л. Вычислить константу равновесия.
5. Методы обучения и преподавания : лаботорная работа.
Лабораторная работа
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции
Реакция между тиосульфатом натрия и серной кислотой может быть выражена уравнением:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S +H2O
Проделайте предварительный опыт качественно. Для этого внесите в пробирку 5-10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 3-5 капель 2н раствора серной кислоты. Выделяющаяся сера делает раствор мутным.
Для проведения опыта приготовьте в трех пробирках равные объемы растворов тиосульфата натрия различной концентрации, добавив в две пробирки воду, как указано в следующей таблице.
Номер пробирки | Количество капель воды | Количество капель рас-ра Na2S2O3 | Количество капель H2SO4 | Общее число капель объем | Условная концентрация Na2S2O3 | Время течения реакции | Скорость в условных еди-ниц V=1/t |
1 | 8 | 4 | 1 | 13 | С | ||
2 | 4 | 8 | 1 | 13 | 2С | ||
3 | - | 12 | 1 | 13 | 3С |
Пробирки 1 и 2 осторожно встряхните и поставьте в штатив. В пробирку №1 добавьте одну каплю 2н раствора серной кислоты. Включите метроном или секундомер. По секундомеру определите время с момента добавления кислоты до помутнения раствора. Опыт повторите поочередно в пробирках №2 и №3.
Все данные опыта занесите в таблицу. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Как согласуется ваши наблюдения с законом действия масс? На миллиметровой бумаге начертите график зависимости скорости от концентрации натрий тиосульфата. Для этого на оси абсцисс отложите в определенном масштабе относительные концентрации Na2S2O3 а на оси координат – отвечающие им скорости (в условных единицах -1/t).
Опыт 2. Химическое равновесие и его смещение. Влияние изменения
концентрации на смещение равновесия.
В четыре пробирки внесите по 5-6 капель разбавленных растворов
железа (ІІІ) хлорида и калий роданида. Легким встряхиванием пробирок размешайте растворы. Все пробирки поставьте в штатив. Одну пробирку с раствором сохраните в качестве контрольной для сравнения. В растворе имеет место обратимая реакция:
FeCl3 +3KCNS«Fe(CNS)3 + 3KCl
Железо (ІІІ) роданид сообщает раствору кроваво - красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(CNS)3 , т. е. о смещении равновесия в ту или другую сторону.
В одну из пробирок микрошпателем добавьте маленькие кристаллы железа (ІІІ) хлорида, в другую - кристаллы калия роданида и в третью несколько кристаллов калия хлорида. Растворы во всех пробирках размешайте энергичным встряхиванием или стеклянной палочкой. Отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае. Сравните с раствором в контрольной пробе.
Напишите выражение константы равновесия данного обратимого процесса. В каком направлении смещается равновесие и как изменяется концентрация каждого компонента по сравнению с их концентрацией при установлении первоначального равновесия в случае добавления а) железа хлорида; б) калия роданида; в) калий хлорида.
Опыт 3. Гетерогенный катализ. Разложение пероксида водорода.
В три пробирки налить по 2 мл пероксида водорода и прибавить одновременноо по 1 микрошпателю: MnO2 в первую пробирку, Cr2O3 во вторую и SiO2 в третью. С одинаковой ли скоростью протекают реакции разложения пероксида водорода в трех пробирках? Наблюдать выделение кислорода (проба тлеющей лучиной). Написать уравнение реакции разложения пероксида водорода. Какие из добавленных оксидов являются катализаторами?
6. Литература:
1. К., К. «Неорганическая химия», Шымкент, 2007г.,
стр. 77-85.
2. К., К. Практикум по неорганической химии -
учебно - метод. пособие., Шымкент, 2012г, стр. 21-31.
3. С.Общая и неорганическая химия. М., ВШ, 1998., стр.228-238.
4. Д., А. Неорганическая химия. М., ВШ,1994., стр.98-102.
5. Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л., Химия, 1988. стр.106-116.
6. Л. Общая химия. М., ВШ, 1997. стр.144-148.
7. А. Практикум по неорганической химии. ВШ, 1987. стр.25-30.
8. Л. «Общая химия». Л., Химия, 1987г., стр.205-223.
9. П., Ж. «Общая химия» Алматы – 2003ж стр. 355 – 370.
10. Лекционный материал.
7. Контроль:
1.Каким законом описывается зависимость скорости реакции от концентрации?
2.Каким законом описывается зависимость скорости реакции от
температуры?
3.От каких факторов зависит сдвиг равновесия?
4.Константа равновесия зависит от...
А. давления. В. концентрации исходных веществ. С. температуры.
Д. катализатора. Е. концентрации продуктов реакции.
5. Константа скорости реакции зависит от…
А. природы веществ. В. концентрации веществ. С. давления. Д. объема
реагирующих веществ. Е. катализатора.
6. При увеличении температуры на 30градусов скорость реакции возрасла в
15 раз. Температурный коэффициент скорости реакции равен:
А. 2,5 В.3,5 С.4,5 Д.5,5 Е.1,5.
7. При увеличении объема реакционного сосуда в 2 раза, скорость
прямой реакции 2NO(r) + O2(r) = 2NO2(r) …
А. увеличится в 8 раза. В. уменшится 8 раза.
С. увеличится в 4 раза. Д. уменшится 4 раза.
Е. останется без изменения.
Занятие №6
1. ТЕМА: Теория растворов. Коллигативные свойства растворов
неэлектролитов.
2. Цель: Студент должен знать теоретические основы законов разбавленных
растворов, неэлектролитов.
3.Задачи обучения: Используя законы разбавленных растворов,
неэлектролитов, студент должен уметь решать конкретные
задачи для приготовления изотонических и гипертонических
растворов, определения осмотических концентраций и
осмотических давлений различных лекарственных веществ.
4. Основные вопросы темы:
1. Почему давление пара раствора всегда ниже, чем давление пара чистого растворителя?
2. Каким законом описывается зависимость понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения от концентрации?
3. Какая концентрация используется в этих уравнениях? Что она показывает? Каков смысл криоскопической и эбулиоскопической констант?
4. В чем заключается сущность явления осмоса? От каких факторов зависит осмотическое давление? Каким законом описывается?
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 |
Основные порталы (построено редакторами)