Опыт 3. Влияние катализатора на скорость химической реакции. Налить в пробирку 3-4 мл раствора пероксида водорода Н2О2 и отметить появление на стенках пробирки небольшого количества мельчайших пузырьков газа (Н2О2 медленно разлагается на свету!). С помощью микрошпателя внести в пробирку немного кристаллического диоксида марганца (МnО2) и отметить бурное выделение газа, сопровождающееся сильным разогревом пробирки. Выделяющийся газ испытать тлеющей лучинкой. Составить уравнение протекающей реакции и отметить роль диоксида марганца.
Опыт 4. Влияние площади поверхности раздела фаз на скорость химической реакции в гетерогенной среде. Взять два одинаковых кусочка мела (приблизительно величиной с горошину), один из них положить на листок фильтровальной бумаги и стеклянной палочкой измельчить в порошок. Опустить в пробирку кусочек мела, а в другую пробирку всыпать полученный порошок, добавить одновременно в обе пробирки по 1-2 мл 0,1 моль/л раствора соляной кислоты. Провести наблюдения до полного растворения мела в пробирках, написать уравнение прошедшей реакции и объяснить явления.
Лабораторная работа
“Химическое равновесие”.
Химическое равновесие можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой. Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принципа Ле-Шателье.
Приборы и реактивы: секундомер; химические стаканы по 50 и 100 мл; водяная баня; пробирки; микрошпатель; термометр на 50°С; гидроксид калия; растворы: серной кислоты (сэкв=0,1моль/л), хлороводородной кислоты (сэкв= 0,1моль/л), хлорида железа (III) (сэкв= 0,025моль/л, насыщ.), роданида калия (сэкв=0,025моль/л, насыщ.), соль NН4С1, растворы крахмала и йода; растворы дихромата и хромата калия.
Опыт 1. Смещение химического равновесия под влиянием концентраций веществ. При взаимодействии FеCl3 роданидом аммония или калия образуется раствор роданида железа Fе(SСN)3, интенсивно окрашенный в темно-красный цвет, причем реакция его образования обратима:{FеCl3} + 3{NH4SСN}↔ {Fе(SСN)3} + 3{NН4С1}.
Разбавленные растворы FеС13 слабо окрашены в желтый цвет, а растворы NН4SСN и NН4С1 - бесцветны, поэтому изменение концентрации Fе(SСN)3), сказывается на изменении интенсивности окраски раствора. Это позволяет наблюдать, в каком направлении смещается химическое равновесие образования роданида железа при изменении концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции.
В химический стакан на 50 мл налить 10 мл разбавленного раствора хлорида железа(III) и прибавить 10 мл разбавленного раствора роданида аммония. Если получившийся раствор окрашен слишком интенсивно, разбавить его дистиллированной водой. Полученный раствор разлить в четыре пробирки. Одну из них оставить для сравнения, а в три другие добавить: в первую – 1-2мл насыщенного раствора FеС13; во вторую – 1-2мл насыщенного раствора NH4SСN; в третью - немного кристаллического NН4С1.
Содержимое пробирок взболтать, окраску растворов сравнить с окраской контрольного раствора в четвертой пробирке. Сделать вывод о направлении сдвига химического равновесия в каждом опыте. Результаты наблюдений записать в таблицу следующей формы.
Номер пробирки | Добавляемые вещества | Изменение окраски | Направление смещения равновесия |
Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие. При действии йода на крахмал образуется непрочное соединение сложного состава, окрашенное в синий цвет. Эта реакция экзотермическая. Равновесие системы можно условно изобразить уравнением: крахмал + йод → окрашенное вещество +Q кДж.
Налить в две пробирки по 2-3 мл раствора крахмала и добавить 2-3 капли йодной воды. Наблюдать появление синей окраски. Нагреть одну из пробирок. Исходя из принципа Ле-Шателье объяснить, почему при нагреваний окраска становится менее интенсивной или даже совсем исчезает.
Опыт 3. Смещение химического равновесия при изменении среды (кислой или щелочной). Две пробирки до половины наполнить раствором дихромата калия, в другие две налить раствор хромата калия. Отличаются ли они по цвету? В одну пробирку с раствором дихромата калия прилить 1-2 мл раствора КОН. Вторая пробирка служит для сравнения. Заметна ли разница в окраске? Точно так же поступать с пробирками, содержащими хромат калия, с той лишь разницей, что в одну из них влить 1-2 мл раствора серной кислоты. Как изменяется цвет раствора? Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
МОДУЛЬ №2. ”РАСТВОРЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. ОВР”
теоретические вопросы
1.Истинные растворы. Растворение как физико-химический процесс. Понятия "растворитель" и "растворенное вещество". Тепловые эффекты при растворении.
2.Свойства жидкостей как растворителей. Сольватация. Водные растворы. Особые свойства воды как растворителя. Причины, обусловливающие эти свойства. Кристаллогидраты.
3.Растворимость веществ. Влияние природы растворенного вещества и растворителя, температуры и давления на растворимость веществ. Растворы насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные.
4.Способы выражения состава растворов. Концентрация растворов: массовая доля, мольная доля, молярная концентрация, моляльная концентрация, молярная концентрация эквивалента и титр.
5.Электролиты и неэлектролиты. Основные положения теории электролитической диссоциации. Механизм диссоциации.
6.Степень электролитической диссоциации электролитов. Факторы, определяющие величину степени диссоциации (природа растворителя и растворенного вещества, температура, концентрация раствора, наличие одноименных ионов). Сильные и слабые электролиты.
7.Понятие о кислотах и основаниях. Основания и кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ион гидроксония. Амфотерные гидроксиды. Теории кислот и оснований Бренстеда, Льюиса. Понятие о жестких и мягких кислотах и основаниях.
8.Растворы сильных электролитов. Типы сильных электролитов: кислоты, основания, соли, комплексные соединения. Растворимость сильных электролитов. кажущаяся степень диссоциации электролита.
9.Растворы слабых электролитов. Равновесие в растворах слабых электролитов. Типы слабых электролитов: слабые кислоты и основания, комплексные ионы.
10. Константа диссоциации. Факторы, влияющие на величину константы диссоциации (природа растворенного вещества и растворителя, температура). Константы обменных равновесий. Понятие о рК. Ступенчатые константы диссоциации кислот, оснований и комплексных соединений. Связь константы диссоциации со степенью диссоциации. Закон разбавления.
11. Вода как слабый электролит. Константа диссоциации воды. Влияние температуры на диссоциацию воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН).
12. Произведение растворимости (ПР). Произведение растворимости и растворимость веществ. Влияние одноименных ионов на растворимость веществ.
13. Обменные реакции между ионами в водных растворах. Общие условия их протекания. Полные и сокращенные ионные уравнения.
14. Реакции гидролиза солей. Типы гидролиза. Гидролиз солей по катиону и по аниону. Молекулярные и ионные уравнения гидролиза. Ступенчатый гидролиз многозарядных ионов. Условия протекания гидролиза до конца.
15. Гидролиз кислых солей. Совместный гидролиз солей. Необратимый гидролиз.
16. Степень гидролиза. Влияние концентрации раствора, температуры, рН среды на степень гидролиза. Константа равновесия реакции и условия подавления гидролиза.
17. Сущность окислительно-восстановительных реакций. Процессы окисления и восстановления.
18. Изменение степеней окисления атомов реагирующих веществ как результат переноса электронов или переноса атомов. Окислители. Восстановители.
19. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Подбор коэффициентов: методы электронного баланса и ионно-электронный.
20. Основные типы окислительно-восстановительных реакций: реакции межмолекулярного и внутримолекулярного окисления-восстановления, диспропорционирования, компропорционирования.
21. Факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций (природа и концентрация реагирующих веществ, среда реакции, катализатор, температура).
22. Количественные характеристики окислительно-восстановительных процессов. Окислительно-восстановительные (электродные) потенциалы как количественная характеристика окислительно-восстановительных систем.
23. Стандартные электродные потенциалы и способы их определения. Водородный электрод как электрод сравнения. Окислительно-восстановительное равновесие в растворах.
24. Зависимость величины электродного потенциала от концентрации ионов в растворе, рН, температуры, комплексообразования. Уравнение Нернста.
25. Таблицы стандартных потенциалов и использование их данных для оценки возможности протекания окислительно-восстановительных реакций. Подбор окислителей и восстановителей с учетом стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Окислительно-восстановительные потенциалы и направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
26. Электродные потенциалы металлов. Стандартные электродные потенциалы и электрохимический ряд напряжений металлов. Активность металлов в зависимости от их положения в ряду напряжений и в периодической системе.
27. Окислительно-восстановительные свойства воды. Устойчивость окислительно-восстановительных систем в водных растворах.
типовой Вариант
часть а (4-5)
1.Электролиты и неэлектролиты. Основные положения теории электролитической диссоциации. Механизм диссоциации.
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 |
