Тема 1: Основы химической термодинамики
Основные вопросы теории
1. Тепловые эффекты реакций. Термохимические законы и уравнения.
2. Внутренняя энергия и энтальпия. Энтальпия образования химических соединений.
3. Энтропия и ее изменение при химических процессах.
4. Условия самопроизвольного протекания химических реакций. Энергия Гиббса.
Задачи для самостоятельного решения
1. Для какой из приведенных ниже реакций изменение энтальпии соответствует стандартной энтальпии образования Nа2В4O7(К)?
1) 2Na(К) + 4В(К) + 7О(Г) = Na2В4O7(К);
2) 2NaOH(К) + 2B2O3(К) = Na2В4O7(К) + H2O(Ж);
3) Na2О(К) + 2B2O3(К) = Na2В4O7(К);
4) 2Na(К) + 4В(К) + 7/2О2 (Г) = Na2В4O7(К);
5) 4Na(К) + 8В(К) + 7О2(Г) = 2Na2В4O7(К).
2. Определите изменение энтальпии (в кДж) в реакции:
2CH4 (Г) = C2H2 (Г) + 3H2 (Г).
Классифицируйте реакцию по тепловому эффекту.
3. Определите изменение энтропии в том же процессе (в Дж/К).
4. Определите изменение энергии Гиббса в вышеуказанном процессе (в кДж) и сделайте вывод о возможности его самопроизвольного протекания при стандартных условиях.
5. Рассчитайте температуру (в К), при которой возможно одновременное протекание вышеуказанного процесса и в прямом, и в обратном направлении.
6. Не производя вычислений, укажите знак измерения энтропии и оцените возможность самопроизвольного протекания следующих реакций из стандартного состояния:
2N2(г) + О2(г) = 2N2O(г); DН0298 = 163,02 кДж;
NH4NO3(к) = N2O(г) + 2Н2О(г); DН0298 = − 36,69 кДж.
7. Определите изменение энтальпии (в кДж) в реакции:
SnO2(К) + 2C(графит) = Sn(бел.) + 2CO(Г). Является ли данная реакция эндотермической?
8. Определите изменение энтропии в том же процессе (в Дж/К).
9. Определите изменение энергии Гиббса в вышеуказанном процессе (в кДж) и сделайте вывод о возможности его самопроизвольного протекания при стандартных условиях.
10. При какой температуре (в К) возможно одновременное протекание процесса (задание №7) в прямом и обратном направлении?
11. Для нижеприведенных реакций рассчитайте энтальпию, энтропию и энергию Гиббса. Необходимые данные возьмите в справочнике. Являются ли данные реакции экзо-(эндо)термическими? Сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакций в прямом направлении. При какой температуре возможно одновременное протекание процессов в прямом и обратном направлении?
o С2Н2 (г) + 2Н2О (ж) = СН3СООН (ж) + Н2 (г)
(Ответ: ΔН0 = -139,97 кДж, Δ S 0 = -50,31 Дж/К, Δ G 0 = -124,98 кДж, Т = 2782К)
o СО2 + 4Н2 = СН4 + 2Н2О(г)
(Ответ: ΔН0 = -165 кДж, Δ S 0 = -172,38 Дж/К, Δ G 0 = -113,6 кДж, Т = 957 К)
o 4HCl(г) + O2 = 2H2O(ж) + 2Cl2
(Ответ: ΔН0 = -202,44 кДж, Δ S 0 = -365,97 Дж/К, Δ G 0 = -93,38 кДж, Т = 553К)
Тема 2: Скорость химических реакций
Основные вопросы теории
1. Понятие о скорости химических реакций. Средняя и истинная скорость. Физический смысл скорости. Факторы, влияющие на скорость химических реакций.
2. Закон действующих масс. Константа скорости реакций, её физический смысл. Факторы, влияющие на константу скорости химических реакций.
3. Зависимость скорости химических реакций от температуры (правило Вант-Гоффа). Понятие об активных молекулах. Энергия активации, уравнение Аррениуса.
4. Катализ и катализаторы.
Задачи для самостоятельного решения
1. Напишите математическое выражение закона действия масс для реакции:
2NО(г) + Н2(г) = N2О(г) + Н2О(г).
2. Во сколько раз возрастет скорость реакции 2Fе(к) + 3СО2(г) = Fе2О3(к) + 3СО(г) при увеличении давления в системе в 3 раза?
3. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А(Г.)+В(Г.)=А2В(Г.), если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 4 раза?
4. Найдите значение константы скорости реакции А + В = АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции равна 5•10-5 моль/(л•мин).
5. Реакция между веществами А и В выражается уравнением: А+2В=С. Начальные концентрации составляют СА = 0,03моль/л, СВ = 0,05моль/л. Константа скорости реакции равна 0,4. Найти начальную скорость реакции и скорость реакции по истечении некоторого времени, когда концентрация вещества А уменьшилась на 0,01моль/л.
6. При 1500С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент реакции равным 2, рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если проводить ее: а) при 1700С; б) при 1300С.
7. На сколько ºС нужно поднять температуру для увеличения скорости химического процесса в 27 раз при температурном коэффициенте скорости реакции, равном 3?
8. Для реакции омыления уксусноэтилового эфира при большом избытке воды константа скорости при 20 оС равна 0,00099 1/мин., а при 40 оС – 0,00439 1/мин. Определите энергию активации данной реакции.
Лабораторная работа
Опыт №1. Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции
1.1. Взаимодействие хлороводородной кислоты с различными металлами
В две пробирки налейте по одному миллилитру раствора хлороводородной (соляной) кислоты. В одну из них опустите кусочек гранулированного цинка, а в другую – такой же по размеру кусочек алюминия. Сравните интенсивность выделения пузырьков газа.
Составьте уравнения взаимодействия хлороводородной кислоты с цинком и алюминием. Сделайте вывод о влиянии природы реагирующих веществ на скорость реакции.
1.2. Взаимодействие цинка с различными кислотами
В две пробирки налейте по одному миллилитру растворов кислот одинаковой концентрации: в первую – уксусной кислоты (СН3СООН), во вторую – соляной (НСl). В обе пробирки внесите по одинаковому кусочку гранулированного цинка. Отметьте различную интенсивность выделения водорода.
Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с уксусной и хлороводородной кислотами. Сделайте вывод о влиянии природы реагирующих веществ на скорость реакции.
Опыт №2. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
2.1. Взаимодействие цинка с растворами кислот различной концентрации
В две пробирки поместите по одной грануле цинка и прилейте по одному миллилитру соляной кислоты: в первую – концентрированной, во вторую – разбавленной (раствора). Сравните интенсивность выделения водорода.
Сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость реакции и напишите уравнение реакции.
2.2. Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой
В одну пробирку налейте один миллилитр 0,5н. раствора тиосульфата натрия (Na2S2O3), в другую – один миллилитр 0,2н. раствора тиосульфата натрия. В обе пробирки добавьте по две капли 2н. раствора серной кислоты, встряхните их для перемешивания содержимого. Отметьте время появления опалесценции и дальнейшее помутнение раствора от образования свободной серы в каждой пробирке: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2↑ + S↓ + H2O.
Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
Опыт №3. Влияние степени измельчения (величины поверхности соприкосновения веществ) на скорость реакции
В сухой пробирке смешайте несколько кристалликов нитрата свинца (Pb(NO3)2) и KI, которые должны быть предварительно тщательно высушены. Происходит ли изменение окраски? Эту смесь тщательно разотрите в чистой сухой фарфоровой ступке. Что наблюдаете? Добавьте к растёртой смеси в ступке несколько капель воды. Что наблюдаете?
Напишите уравнение реакции взаимодействия солей.
Сделайте вывод о влиянии величины поверхности соприкосновения веществ на скорость реакции.
Опыт №4. Зависимость скорости реакции от температуры
Налейте в две пробирки по 2 мл раствора H2SO4, в две другие пробирки – по 2 мл 0,2 н. раствора тиосульфата натрия. Одну пару пробирок с раствором Na2S2O3 и H2SO4 поместите в стакан с холодной водой, вторую такую же пару пробирок – в стакан с горячей водой. Через пять минут одновременно слейте попарно растворы тиосульфата и серной кислоты. Отметьте время появления опалесценции.
Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость реакции.
Опыт №5. Зависимость скорости реакции от катализатора
В пробирку налейте 2 мл раствора пероксида водорода. Отметьте, что при обычных условиях заметного разложения перекиси не наблюдается. Добавьте на кончике шпателя оксид марганца (IV) – катализатор. Что наблюдаете? Напишите уравнение реакции разложения Н2О2.
Сделайте вывод о влиянии катализатора на скорость реакции.
Вымойте посуду, приведите в порядок рабочее место.
Тема 3: Химическое равновесие
Основные вопросы теории
1. Необратимые и обратимые химические процессы. Химическое равновесие.
2. Константа химического равновесия, её физический смысл. Закон действующих масс для равновесных систем.
3. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Задачи для самостоятельного решения
1. При некоторой температуре равновесие в системе 2NО2(Г) ↔ 2NО(Г) + О2(Г) установилось при следующих концентрациях: [NО2] =0,006 моль/л, [NО] = 0,024 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию NО2.
2. При состоянии равновесия в системе N2(Г) + 3Н2(Г) ↔ 2NН3(Г); ΔНО = -92,4кДж концентрации веществ, участвующих в реакции, равны: [N2] = 3 моль/л, [Н2] = 9 моль/л, [NН3] = 4 моль/л. Найти константу равновесия и исходные концентрации водорода и азота.
3. Равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции:
СО(Г) + Н2О(Г) ↔ Н2(Г) + СО2(Г), были [СО] = 0,02моль/л,; [Н2О] = 0,32моль/л, [Н2] = 0,08 моль/л, [СО2] = 0,08 моль/л. Какими стали равновесные концентрации после сдвига равновесия вследствие увеличения концентрации СО в 3 раза при той же температуре?
4. Как повлияет повышение температуры и повышение давления на смещение равновесия в следующих реакциях:
а) N2(Г) + 3Н2(Г) ↔ 2NН3(Г); ΔНО = −92,4кДж;
б) N2(Г) + О2(Г) ↔ 2NО(Г); ΔНО = +179кДж?
Дать объяснение.
5. Как повлияет на равновесие следующих реакций:
а) Н2(Г) + О2(Г) ↔ 2Н2О(Г); ΔНО = −483,6кДж;
б) СаСО3(Г) ↔ СаО(К)+СО2(Г); ΔНО = +179кДж
повышение давления и повышение температуры?
6. В каком направлении сместятся равновесия реакций:
а) С(графит) + СО2(Г) ↔ 2СО(Г); ΔНО = +1725кДж;
б) 2SO2(Г) + О2(Г) ↔ 2SО3(Г); ΔНО = −197кДж
1) при понижении температуры, 2) при уменьшении объема? Дать объяснение.
7. Указать, каким путем можно повысить выход Н2 в следующих реакциях:
а) СО(Г)+Н2О(Г) ↔ 2СО2(Г) + Н2(Г); ΔНО = −42,7кДж;
б) 2Н2O(Г) ↔ 2Н2(Г) + О2(Г); ΔНО = +574 кДж.
Дать объяснение.
8. Назвать все условия, при которых равновесие смещается в сторону образования аммиака:
N2(Г) + 3Н2(Г) ↔ 2NН3(Г); ΔНО = −92,4кДж.
9. В какую сторону сместится равновесие системы:
N2(Г) + О2(Г) ↔ 2NО(Г); ΔНО = +179кДж
а) при повышении температуры;
б) при повышении давления;
в) при понижении концентрации N2?
10. При взаимодействии угля и углекислого газа идет обратимая реакция:
С(ГРАФИТ) + СО2(Г) ↔ 2СО(Г); ΔНО = +1725кДж.
При каких условиях образование угарного газа минимальное?
Лабораторная работа
Опыт 1. Влияние изменения концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие
Реакция взаимодействия между хлоридом железа (III) FeCl3 и роданидом аммония NH4SCN является обратимой:
FeCl3 + 3NH4SCN ↔ 3NH4Cl + Fe(SCN)3.
(ж) (ж) (ж) (ж)
Образующийся в результате реакции раствор роданида железа Fe(SCN)3 окрашен в красный цвет. Интенсивность окраски раствора зависит от концентрации Fe(SCN)3. По изменению интенсивности окраски можно судить о направлении смещения равновесия при изменении концентрации какого-либо из реагирующих веществ.
В пробирке смешайте приблизительно в равных количествах (около 2 мл) разбавленные (0,01М) растворы FeCl3 и NH4SCN. Полученный окрашенный раствор разлейте в 4 пробирки. Одна из четырех пробирок с полученным (исходным) раствором необходима для сравнения результатов опыта. В остальные пробирки добавьте следующие реактивы: в первую – 2 капли 1М раствора роданида аммония NH4SCN, во вторую – 2 капли 1М раствора хлорида железа FeCl3, в третью – кристаллический хлорид аммония NH4Cl. Пробирки встряхните. Сравните интенсивность окраски растворов в этих трех пробирках с интенсивностью окраски исходного раствора и запишите свои наблюдения. Руководствуясь принципом Ле-Шателье, укажите, в какую сторону сдвигается равновесие при добавлении в равновесную систему NH4SCN, FeCl3 и NH4Cl. Результаты опыта занесите в таблицу:
| № пробирки | Что добавлено в равновесную систему | Изменение интенсивности окраски | Направление смещения равновесия |
Напишите выражение константы равновесия. Сделайте вывод о влиянии концентрации веществ на химическое равновесие.
Опыт №2. Влияние изменения температуры на химическое равновесие
Налейте в две пробирки по 2 мл раствора крахмала и добавьте по две капли йодной воды (J2). Запишите свои наблюдения. Нагрейте одну из пробирок. Исходя из принципа Ле-Шателье, объясните, почему при нагревании окраска, появившаяся после добавления йода, становится менее интенсивной или даже совсем исчезает. Равновесие системы можно условно изобразить следующим уравнением:
Крахмал + йод «окрашенное вещество;
DН0 < 0 – реакция экзотермическая.
Сделать вывод о влиянии температуры на химическое равновесие.
Опыт №3. Обратимость смещения химического равновесия
В растворах, содержащих шестивалентный хром, существуют равновесия:
2CrO4 2- + 2H+ «Cr2O72- + H2O; Cr2O72- + 2ОН- «2CrO42- + H2O.
хромат-ион бихромат-ион
(желтый) (оранжевый)
Изменение концентрации ионов водорода и гидроксогрупп смещает это равновесие.
В химический стаканчик на 100 мл налейте небольшое количество 10%-ного раствора К2Cr2O7. К этому раствору по каплям прилейте концентрированный раствор щелочи и наблюдайте изменение окраски. Когда раствор станет желтым, добавьте по каплям концентрированную серную кислоту. Наблюдайте появление оранжевой окраски. После этого можно снова прибавить щелочи и получить желтую окраску.
Объясните наблюдаемые явления. Составьте уравнения проделанных реакций в молекулярном виде.
Вымойте посуду, приведите в порядок рабочее место.
Раздел 3. Растворы
Тема 1. Способы приготовления растворов
Основные вопросы теории
1. Состав и строение молекул воды. Водородные связи. Физические свойства воды.
2. Растворы. Виды растворов. Растворимость газов, жидких и твердых веществ, коэффициент растворимости. Гидратная теория растворов Д.И. Менделеева.
3. Способы выражения концентрации растворов.
4. Правила приготовления растворов.
5. Расчеты для приготовления растворов различной концентрации.
6. Подбор посуды для приготовления и хранения растворов.
Задачи для самостоятельного решения
1. Коэффициент растворимости хлорида аммония при температуре 150С равен 35 г. Определите массовую долю хлорида аммония в насыщенном растворе при данной температуре.
2. Массовая доля хлорида меди (II) в насыщенном при температуре 200С растворе этой соли равна 42,7%. Определите коэффициент растворимости соли при данной температуре.
3. Сколько граммов нитрата свинца (II) выпадет в осадок при охлаждении 500 г насыщенного при 500С раствора этой соли до 00С? Растворимость нитрата свинца при 500С равна 80 г, при 00С – 38 г.
4. Какой объем раствора серной кислоты плотностью 1,8 г/мл с массовой долей Н2SО4 88% и воды надо взять для приготовления раствора кислоты объемом 300 мл и плотностью 1,3 г/мл с массовой долей Н2SО4 40%?
5. Какую массу щелочи Ва(ОН)2 необходимо взять для приготовления 500 мл 1,5 н. раствора?
6. Какую массу медного купороса СuSО4.5Н2О и воды надо взять для приготовления раствора сульфата меди(II) массой 40 г с массовой долей 5%?
Лабораторная работа
Приготовить:
1. 100 мл 10%-го раствора соляной кислоты из имеющейся в лаборатории.
2. 100 мл 1 н. раствора гидроксида натрия из сухого вещества.
3. 50 г 5%-ного раствора сульфата меди (II) из кристаллогидрата.
Вымойте посуду, приведите в порядок рабочее место.
Тема 2: Растворы неэлектролитов
Основные вопросы теории
1. Понижение давления пара растворителя над раствором. Закон Рауля.
2. Температура замерзания и температура кипения раствора.
3. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
Задачи для самостоятельного решения
1. При 200С давление пара бензола равно 9,97.103 Па. Каково давление пара над раствором бензола, в 100 г которого содержится 12,8 г нафталина С10Н8?
2. При 250С давление пара над водным раствором некоторого трехатомного спирта, содержащим в 100 г воды 21,9 г спирта, равно 3,04.103 Па. Полагая, что давление пара воды при этой температуре составляет 3,17.103 Па, найдите молярную массу спирта и назовите его.
3. Давление паров воды при 250С составляет 3,167 кПа. Каким станет давление пара над водным раствором, в 450 г которого содержится 180 г глюкозы?
4. Серебро для изготовления монет плавится при 8750С, а особо чистое серебро – при 9600С. Аналитически определено, что наиболее существенная примесь в серебре – это медь. При условии, что Ккр серебра 48,6 К.кг/моль, найти массовую долю меди в серебре.
5. Раствор, содержащий 25 г вещества в 225 г воды, замерзает при температуре – 2,250С. Определите молекулярный вес вещества.
6. К очень слабым водным растворам для предотвращения замерзания в зимнее время обычно прибавляют глицерин. Допустив, что закон Рауля применим к растворам такой концентрации, вычислите количество глицерина, которое должно быть прибавлено, чтобы раствор, содержащий 0,1 кг воды, не замерзал до 268,16 К.
7. Температура кипения сероуглерода 46,130С, Кэ сероуглерода 2,340С.кг/моль. В какой молекулярной форме присутствует в растворе сера, если ее раствор в сероуглероде, содержащий 3,82 г серы в 100 г сероуглерода, кипит при 46,480С?
8. Определите температуру кипения водного раствора, содержащего 0,01 моль нелетучего вещества в 200 г воды.
9. Вычислите осмотическое давление водного раствора сахарозы при 200С, если его концентрация 20 г/л.
10. Осмотическое давление раствора вещества Х, содержащего 3,47 г вещества в 250 мл воды, равно 2060 Па при 200С. Вычислить молярную массу вещества Х.
11. Давление пара воды при 18оС равно 15,5 мм Hg. Вычислите, какое будет давление пара раствора при той же температуре, если в 1,85 кг воды растворить 518 г сахарозы. (Ответ: 15,283 мм Hg)
12. Этиленгликоль – основной компонент антифризов, используемых в автомобильных двигателях. При его добавлении в систему охлаждения автомобильных двигателей температура замерзания охлаждающей жидкости понижается, и жидкость не затвердевает. Поскольку антифриз также повышает температуру кипения воды, то в летнее время он препятствует выкипанию охлаждающей жидкости. Вычислите температуру замерзания и температуру кипения раствора, состоящего из 100 г этиленгликоля С2Н6О2 и 900 г воды. (Ответ: – 3,276оС; 0,92оС)
13. У какого раствора – 100 г NaCl в 1 л воды или 100 г CaCl2 в 1 л воды – температура замерзания ниже? Какая из этих солей лучше для устранения обледенения (по массе соли на единицу обрабатываемой поверхности)?
14. Криоскопическая постоянная уксусной кислоты равна 3,6 К.кг/моль. Температура замерзания раствора, содержащего 1 г углеводорода в 100 г уксусной кислоты, равна 16,14оС, а не 16,6оС, как у чистой кислоты. Какова молекулярная формула углеводорода, если он содержит 92,3% углерода, и 7,7% водорода? (Ответ: 78 г/моль, С6Н6)
15. Раствор, содержащий 8 г нафталина С10Н8 в 100 г эфира, кипит при 36,33оС, а чистый эфир – при 35оС. Определите эбуллиоскопическую константу этилового эфира. (Ответ: 2,128 о.кг/моль)
16. Осмотическое давление 20 мл раствора 0,2 г гемоглобина при 25оС составляет 2,88 мм рт. ст. Вычислите молекулярную массу гемоглобина. (Ответ: 64560 г/моль)
Тема 3: Теория электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена
Основные вопросы теории
1. Теория электролитической диссоциации. Механизм диссоциации веществ с различным типом связи. Гидратация ионов.
2. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Зависимость степени электролитической диссоциации от природы растворителя и растворённого вещества, температуры и концентрации.
3. Кислоты, основания и соли в свете теории электролитической диссоциации. Амфотерные гидроксиды.
4. Ионно-молекулярные уравнения реакций. Ионнообменные реакции в растворах электролитов. Правила практической обратимости и необратимости реакций в водных растворах
Задачи для самостоятельного решения
1. С помощью теории электролитической диссоциации дайте определение понятиям «кислота», «основание», «соль». Напишите уравнения диссоциации следующих соединений: Н2SO3, H3РO4, Са(NO3)2, КОН, Fe2(SO4)3.
2. Напишите уравнения ступенчатой диссоциации Zn(OH)2 и выражение константы диссоциации по 2-ой ступени.
3. Напишите уравнения ступенчатой диссоциации H3AsO4 и выражение константы диссоциации по 1-ой ступени.
4. Составьте формулы средних и кислых солей Na+, Sr2+ и кислот: угольной, серной, ортофосфорной. Дайте им названия. Напишите уравнения диссоциации.
5. Пользуясь схемой, составьте ионные уравнения:
Na2S + FeSO4 → FeS↓ + Na2SO4;
Ba(NO3)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(NO3)2.
6. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями
Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+;
CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O.
7. Константа диссоциации NH4OH равна 1,79.10-5. Определить концентрацию гидроксида аммония, при которой степень диссоциации будет равна 0,01.
8. Чему равна константа диссоциации гидроксида аммония, если степень диссоциации в 0,1 М растворе NH4OH равна 0,425%?
9. Определите ионную силу раствора, содержащего 0,001 моль серной кислоты и 0,002 моль сульфата магния в 1000 г воды при 298 К.
10. Растворимость йодида серебра равна 1,22.10-8 моль/л при 25оС. Вычислите произведение растворимости этой соли.
11. Сколько воды потребуется для растворения при комнатной температуре 1 г карбоната бария? ПР(ВаСО3) = 1,9.10-9.
12. рН раствора равен 3,0. Определите концентрацию ионов водорода в этом растворе.
13. Определите концентрацию ионов водорода и рН раствора, в котором концентрация гидроксогрупп равна 2,5.10-5.
14. Определите концентрацию ионов водорода и рН в 0,1 М растворе уксусной кислоты, если Кд (СН3СООН) = 1,82.10-5.
Лабораторная работа
Опыт 1. Реакции, идущие с образованием малорастворимых осадков
1.1. Возьмите три пробирки. Внесите в них по 1 мл растворов: в первую – соляной кислоты, во вторую – хлорида бария, в третью – хлорида натрия. Во все пробирки добавьте по 3-4 капли раствора нитрата серебра. Образование белого творожистого осадка хлорида серебра является качественной реакцией на хлорид-ион. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Сравнив ионные уравнения между хлоридами натрия, бария, соляной кислотой и нитратом серебра, отметьте, каким сокращённым ионным уравнением можно выразить все проделанные реакции.
1.2. Возьмите три пробирки. Внесите в них по 4-5 капель растворов: в первую – сульфата натрия, во вторую – сульфата магния, в третью – сульфата алюминия. Во все три пробирки добавьте по 3-4 капли раствора хлорида бария. Отметьте образование во всех пробирках одинакового осадка. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Сравните ионные уравнения между сульфатами натрия, магния и алюминия и хлоридом бария. Сделайте вывод, почему проведённые реакции необратимы.
Опыт 2. Реакции, идущие с образованием газообразных малорастворимых веществ
В пробирку налейте 2 мл раствора карбоната натрия и добавьте 0,5 мл раствора хлороводородной кислоты. Что наблюдаете? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия хлороводородной кислоты с карбонатом натрия. Определите, между какими ионами протекают реакции.
Опыт 3. Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих веществ
3.1. В пробирку налейте 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте 1 каплю фенолфталеина. Прилейте по каплям раствор хлороводородной кислоты до обесцвечивания раствора. Почему исчезает окраска фенолфталеина?
3.2. Поместите в пробирку 1 мл раствора ацетата натрия и добавьте 0,5 мл концентрированной соляной кислоты. Осторожно определите запах образовавшегося вещества. Объясните появление запаха. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между гидроксидом натрия и соляной кислотой, ацетатом натрия и НСl.
Сделайте вывод о протекании реакций ионного обмена до конца.
Вымойте посуду, приведите в порядок рабочее место.
Вариант 1
1. Вычислить pH 0,01 н. раствора уксусной кислоты, в котором степень диссоциации кислоты равна 4,2%.
2. Имеется раствор щелочи с pH 9,7. Как изменится величина pH, если этот раствор разбавить в 2 раза?
3. Составить в молекулярной форме уравнения реакции, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3; б) H+ + CH3COOH = CH3COOH.
Вариант 2
1. Вычислить pH 0,82%-го раствора гидроксида натрия (ρ = 1 г/мл). Степень диссоциации щелочи считать полной.
2. Чему равна молярная концентрация гидроксид-ионов в растворе, pH которого равен 11,6?
3. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ:
а) CH3COОH и Ba(OH)2; б) Na2S и H2SO4.
Вариант 3
1. Как изменится pH чистой воды, если к 2 л ее добавить 0,0824 моль азотной кислоты? Диссоциацию кислоты считать полной.
2. Имеется два раствора, pH которых соответственно равен 10,3 и 10,9. Во сколько раз концентрация ионов водорода в первом растворе больше, чем во втором?
3. Составить в молекулярной форме уравнения реакции, которые выражаются следующими ионными уравнениями:
а) HCN + OН- = CN-+ H2O; б) Ва2++ SO42-= ВаSO4.
Вариант 4
1. Вычислить массу гидроксид-ионов в 4 л раствора, pH которого равен 10,3.
2. Как изменится pH чистой воды, если к 3 л ее добавить 0,00162 г гидроксида натрия? Диссоциацию щелочи считать полной.
3. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ:
а) CaCO3 и HCl; б) Fe(NO3)2 и KOH.
Тема 4: Гидролиз солей. Буферные растворы
Основные вопросы теории
1. Гидролиз солей в водных растворах. Случаи гидролиза.
2. Степень гидролиза, её зависимость от различных факторов. Константа гидролиза.
3. Буферные растворы. Буферная емкость.
Задачи для самостоятельного решения
1. Какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: Pb(NO3)2, KВrO4, K2SO3, NaCl? Для каждой из гидролизующихся солей напишите уравнение гидролиза в молекулярно-ионной форме и укажите реакцию ее водного раствора.
2. В какой цвет будет окрашен фиолетовый лакмус в водных растворах солей: ZnCl2, Na2SO4, K2SO3, KСlO4? Ответ обоснуйте, для чего напишите соответствующие уравнения реакций гидролиза в ионно-молекулярной форме.
3. При сливании водных растворов AlCl3 и Na2S образуется осадок гидроксида алюминия и выделяется газ. Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнения происходящей реакции. Объяснить, почему гидролиз обеих солей идет до конца.
4. Добавление каких из перечисленных ниже реагентов к раствору AlCl3 уменьшит гидролиз: HCl, KOH, ZnCl2, Na2CO3? Ответ подтвердите написанием соответствующих уравнений реакций гидролиза в молекулярно-ионной форме.
Лабораторная работа
Опыт 1. Определение характера гидролиза солей при помощи рН-индикаторной бумаги
7 полосок индикаторной бумаги положите на предметные стекла, поместите на каждую по 1-2 кристалла солей, указанных в таблице и смочите каждую соль дистиллированной водой.
| Испытуемая соль | Цвет индикаторной бумаги | рН |
| CH3COONa | ||
| Na2SiO3 | ||
| Na2CO3 | ||
| Al2(SO4)3 | ||
| ZnCl2 | ||
| CH3COONH4 | ||
| KCl |
Заполните таблицу. Напишите соответствующие уравнения реакций гидролиза в молекулярно-ионной форме.
Опыт 2. Влияние температуры на степень гидролиза
а) В пробирку налейте 2-3 капли раствора ацетата натрия и 1 каплю фенолфталеина и нагрейте до кипения. Что наблюдаете? Составьте уравнение гидролиза ацетата натрия в молекулярной и ионной формах. Объясните, почему при нагревании окраска усиливается, а при охлаждении ослабевает.
б) В пробирку налейте 4-5 капель раствора гидрокарбоната натрия и 1 каплю фенолфталеина, нагрейте до кипения. Что наблюдаете? Составьте уравнение гидролиза гидрокарбоната натрия в молекулярной и ионной формах. Объясните причину изменения окраски.
Опыт 3. Необратимый гидролиз
Налейте в пробирку 4-5 капель раствора сульфата алюминия и столько же раствора карбоната натрия (не перемешивать). Что происходит на границе растворов? Составьте уравнения реакций в молекулярной и молекулярно-ионной формах.
