Номенклатура комплексних сполук 2 страница

N₂ + 3Н₂ 2NH₃, ΔН = -92,4 кДж/моль.

У техніці оборотні реакції невигідні, тому різними методами (зміна температури, тиску тощо) їx роблять практично необоротними, вони відбуваються у прямому напрямку.

Реакції відбуваються у одному напрямку (необоротні) за умов, коли:

– продукти, що утворюються, виходять зі сфери реакції (випадають у осад, виділяються у вигляді газу):

ВаСl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HC1

Na₂CO₃ + 2НСl → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O;

– утворюєтъся малодисоційована сполука, наприклад, вода:

НСl + NaOH → NaCl + Н₂О;

– реакція супроводжуєтъся виділенням великої кількocmi енергії, наприклад, горіння магнію;

Mg + 1/2О₂ → MgO; ΔН = - 602,5 кДж/моль.

У piвнянняx необоротних реакцій між лівою і правою частинами ставлять знак piвнocmiабо стрілку.

Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє

Оборотні реакції не доходять до кінця i завершуються встановленням xімічної рівноваги.

Xiмічнy рівновагу можна визначити як такий стан системи реагуючих речовин, за яким швидкості прямої i зворотної реакцій дорівнюють одна одній .

У стані рівноваги пряма та зворотна реакції не припиняються. Тому така рівновага називається рухомою, або динамічною рівновагою.

У стані рівноваги концентрації ycix реагуючих речовин – як вихідних, так i тих, що утворюються, – залишаються чітко сталими.

Концентраціїреагуючих речовин, які встановлюються при хімічній piвновазі, називаються рівноважними. Вони позначаються у квадратних дужках, наприклад, [H₂],[N₂],[NH₃], тоді як нерівноважні концентрації позначають так: с(Н₂), c(N₂), c(NH₃).

Наприклад: СО + NO₂ СО₂↑ + NО,

для прямої реакції = k₁[CO][NO₂];

для оборотної реакції = k₂ [CO₂][NO]. Стан xiмічної рівноваги , тобто

k₁[CO][NO₂] = k₂[CO₂][NO].

Представимо цю piвність у вигляді пропорції:

Величина К називається константою хімічної рівноваги. Вона не залежить від концентрації реагуючих речовин і є сталою за даної температури. Для будь-якої рівноважної системи

mA + nB pC + gD

Це рівняння є математичним виразом закону діючих мас у стані рівноваги.

Для гетерогенних реакцій у виразі константи рівноваги концентрації речовин, які перебувають у твердій фазі, не беруть до уваги, тобто концен-трація твердих речовин дорівнює одиниці.

Величина К залежить від природи реагуючих речовин i від температури, aле не залежить від каталізатора.Присутність каталізатора у системі лише прискорює час встановлення рівноваги.

Напрямок зміщення xімічної piвноваги при зміні концентрації реагуючих речовин, температури i тиску визначається принципом рухомої рівноваги, або принципом Ле Шательє: якщо на систему, яка перебуває у стані рівноваги, чиниться будь-який зовнішній вплив (змінюється концентрація, температура, тиск), то він сприяє перебігу цiєї з двох протилежних реакцій, яка послаблює цей вплив.

При зміні концентрації компонентів рівноважної системи значення константи рівноваги залишається незмінним. Якщо у реакційну cyмішввести надлишок однієї з вихідних речовин, то рівновага зміщується в бік продуктів реакції, тобто праворуч. Аналогічний ефект може бути досягнутий шляхом видалення із системи продуктів реакції. При підвищенні температури у системі посилюється ендотермічний процес. При зниженні температури починають переважати екзотермічні процеси.

Вплив тиску визначається зміною об'єму, що відбувається під час реакції. При збільшенні тиску piвновaгa буде зсуватись у бік утворення меншої кількості речовини (молей) газу, а зменшення тиску зміщує рівно-вагу в бік утворення більшої кількості речовини (молей) газу.

Якщо ж у рівнянні оборотної реакції число молей у лівій частині дорівнює числу молей у правій частині, наприклад, N₂ + О₂ 2NO, тоді зміна тиску не спричинить зміщення xімічної piвноваги.

Слід зазначити, що уci каталізатори однаковою мipoю прискорюють як пряму, так i зворотну реакції, i тому на зміщення рівноваги вони не впливають, а тільки сприяють швидкому її досягненню.

Експериментальна частина

Дослід 2.2.1. Взаємодія розчину калію йодиду з

гідроген пероксидом у кислому середовищі

Взаємодія розчину калію йодиду з гідроген пероксидом у кислому середовищі протікає за рівнянням:

H₂O₂ + 2 KI + H₂SO₄ → 2H₂O + K₂SO₄ + I₂

В одну пробірку влити із бюретки 2 мл 0,001 н розчину калій йодиду, 2 мл 0,005 н розчину сульфатної кислоти, 1 мл 1%-вого свіжоприготованого розчину крохмалю і 4 мл води, в другу – 4 мл розчину калій йодиду, 2 мл сульфатної кислоти, 1 мл розчину крохмалю і 2 мл сульфатної кислоти, 1 мл розчину крохмалю і 2 мл води, в третю – 6 мл розчину калій йодиду, 2 мл сульфатної кислоти і 1 мл розчину крохмалю. Таким чином, при однаковому загальному об’ємі розчинів концентрації калій йодиду в пробірках відносяться як 1: 2: 3.

Влити у першу пробірку 2 мл 3%-вого розчину гідроген пероксиду і включити секундомір. Відзначити час до появи в розчині синього забарвлення. Додати по 2 мл гідроген пероксиду в другу і третю пробірки і також зазначити час появи синього забарвлення у розчинах. Результати спостережень записати у вигляді таблиці.

№	Об,єм, мл	Відносна концен-трація КІ	Час про-тікання реакції t, с	Умовна швидкість
КІ	Н2О	H2SO4	крохмаль	Н2О2
		–

Побудувати графічну залежність за результатами дослідів. Доля цього на осі абцис відкласти відносні концентрації, а на осі ординат – швидкості реакцій (в умовних одиницях).

Дослід 2.2.2. Швидкість розкладу лужного розчину гідроген пероксиду

при різних температурах

У склянці нагріти 150-200 мл води до 50-60°С. У дві пробірки налити по 8 мл 20%-вого розчину гідроген пероксиду і по 2 мл лугу. Одну пробірку залишити у штативі, а іншу занурити у стакан із гарячою водою. Швидкість розкладання гідроген пероксиду визначити за інтенсивностю виділення газу. Встановити, газ що виділяється (кисень).

Дослід 2.2.3. Каталітичний розклад гідроген пероксиду

в присутності Манган(IV) оксиду

У пробірку влити 5-8 мл 10%-вого розчину гідроген пероксиду. Відзначити, що в звичайних умовах помітного розкладання гідроген пероксиду не спостерігається. Додати на кінчику шпателя Манган(IV) оксид. Що спостерігається? Піднести до отвору пробірки тліючу скіпку. Який газ виділяється? Скласти рівняння реакції розкладу гідроген пероксиду.

Дослід 2.2.4. Зміщення рівноваги реакції окиснення

натрій гідроарсеніту йодом

Зміщення рівноваги реакції окиснення натрій гідроарсеніту йодом протікає за рівнянням:

I₂ + Na₂HAsO₃ + H₂O → 2HI + Na₂HAsO₄

Налити в пробірку 3 мл води, 3 краплі водного розчину йоду (йодної води) і 5-7 крапель свіжоприготовленого розчину крохмалю. До отриманого синього розчину додати по краплях 0,5 н розчин натрій гідроарсеніту до зникнення забарвлення. До знебарвленого розчину додати по краплям натрій гідроарсеніту до появи синього забарвлення. Відзначити зникнення синього забарвлення крохмалю та його появу знову і пояснити причину цих явищ.

2.3. Контрольні запитання

1.	Правило Вант-Гоффа. У скільки разів збільшиться швидкість хімічної реакції при збільшенні температури від 20 до 40°С, якщо температурний коефіцієнт хімічної реакції дорівнює 2.
2.	Закон діючих мас. Як зміниться швидкість хімічної реакції CH4 + 2O2 ® CO2 + 3H2O при збільшенні концентрації вихідних речовин у 4 рази? Пояснити розрахунками.
3.	У гомогенній системі CO + Cl2 COCl2 рівноважні концентрації реагуючих речовин становлять: [CO] = 0,2 моль/л; [Cl2] = 0,3 моль/л; [COCl2] = 1,2 моль/л. Знайти константу рівноваги цієї системи.
4.	Необоротні та оборотні процеси. Як зміниться швидкість реакції 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O якщо концентрацію кисню зменшити у 3 рази. Пояснити розрахунками.
5.	Принцип Ле Шательє. Як змінюючи тиск та концентрацію кисню змістити хімічну рівновагу в системі 4HCl + O2 2Cl2 + 2H2O в бік прямої реакції?
6.	Cформулювати закон діючих мас та скласти його математичний вираз. Скласти рівняння для швидкості хімічних реакцій: Fe3O4 + 4CO → 3Fe + 4CO2; N2 + 3H2 → 2NH3.
7.	Застосовуючи принцип Ле Шательє, вказати, як впливає зміна тиску і температури на зміщення хімічної рівноваги. В який бік зміститься рівновага реакцій: N2 + 3H2 2NH3 DН° = - 46,05 кДж; N2 + O2 2NO DН° = +180,75 кДж. а) при підвищенні тиску; б) при підвищенні температури?
8.	Напишіть вираз констант рівноваги для таких оборотних реакцій: а) 2SO2 + O2 2SO3; б) N2 + 3H2 2NH3; в) Fe3O4 + 4CO 3Fe + 4CO2; г) СO2 + H2 CO + H2O
9.	У відповідності з принципом Ле Шательє пояснити, як необхідно змінити температуру та тиск, щоб змістити хімічну рівновагу в системі праворуч: Fe3O4 + 4CO 3Fe + 4CO2 = -43,7 кДж?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 3

РОЗЧИНИ

Теоретична частина

Розчин -це гомогенна (однорідна) система, яка складається з двох або більше компонентів (розчинника, розчиненої речовини) і продуктів їх взає-модії.

Для кількісної оцінки вмісту розчиненої речовини використовують такі способи вираження концентрації розчинів: масова частка розчиненої речовини, молярна, нормальна і моляльна концентрації.

Масова частка розчиненої речовини(w) - це фізична величина, що до-рівнює відношенню маси розчиненої речовини (m_{розч.реч .}) до маси всього розчину (m_{розчину}). Її визначають у частках одиниці або у відсотках.

w = mрозч. реч. / mрозчину .

Молярна концентрація (С_М) розчиненої речовини - це фізична вели-чина, що визначається відношенням кількості розчиненої речовини до об’єму розчину.

СМ = ,

де С_М – молярна концентрація речовини; V – об’єм розчину, л; m – маса речовини, M – молярна маса речовини).

Нормальна концентрація (С_Н)– це фізична величина, що визначається числом моль-еквівалентів розчиненої речовини, яка міститься в 1 л розчину.

СН = ,

де С_Н – нормальна концентрація речовини; V – об’єм розчину, л; Е – екві-валентна маса розчиненої речовини.

Моляльна концентрація (С_m) показує, яка кількість розчиненої речо-вини припадає на 1 кг розчинника в даному розчині. Одиниці вимірюван-ня: моль/кг.

,

де С_m – моляльна концентрація розчину; n – число молів розчиненої речо-вини; m_р. – маса розчинника, кг.

Експериментальна частина

Приготування розчинів заданої концентрації

Дослід 3.2.1. Приготування приблизно 0,1 н розчину хлоридної кислоти

Перед початком роботи необхідно встановити концентрації вихідного розчину кислоти за допомогою ареометра. Ареометр (рис. 3.1) являє

собою скляний поплавець з кулькою, заповненою дробом. У верхній вузькій частині ареометра є шкала з поділками, відповідними різним значенням густини. Поділка шкали ареометра, до якої він занурився у розчин, показує густину розчину (відлік фіксують за нижнім краєм меніску). Густину розчину визначають наступним чином. У мірний циліндр наливають розчин, опускають туди ареометр так, що б він вільно плавав у розчині не торкаючись дна і стінок циліндра. За шкалою арео-

Рис. 3.1. Ареометр (а) і відлік за його шкалою (б)

метра відзначають його показання. Піднявши ареометр на 1-2 см, його знову занурюють у розчин і ще раз роблять відлік.

Для ряду речовин, наприклад, для кислот, лугів, солей є спеціальні таблиці (Додаток 1), користуючись якими, можна за густиною розрахувати масову частку розчиненої речовини. Якщо в таблиці густин немає значення, яке точно відповідає за шкалою ареометра, тоді масову частку знаходять методом інтерполяції (визначають проміжне значення за двома найбільш близькими значеннями у таблиці). Наприклад, за даними ареометра густина розчину хлоридної кислоти дорівнює 1,177. У таблиці наведені дані лише для розчинів з густинами 1,163 і 1,183, яким відповідають масові частки 32 і 36 %. У вузькому інтервалі залежність густин від концентраціі можна вважати лінійної і масову частку визначити наступним чином.

1) Знайти різницю густин і масових часток за даними таблиці:

	1,183	– 36 %
	–
	1,163	– 32 %
	0,020	– 4 %

2) Знайти різницю між густиною, визначеною за ареометром, і меншим значенням в таблиці (1,177-1,163 = 0,014) і скласти пропорцію.

	0,020	– 4 %
	0,014	– х %

%

3) Додати отримане число до меншого значення масової частки, взятому з таблиці: 32 + 2,8 = 34,8 %. Ця величина відповідає масовій частці HCl у розчині хлоридної кислоти з густиною 1,177.

Встановивши густину і масову частку HCl у вихідному розчині кислоти, у викладача отримують конкретне завдання (обсяг і концентрацію розчину, який треба приготувати). Потім розраховують об’єм вихідної кислоти, необхідний для приготування заданого об’єму кислоти вказаної концентрації.

Після цього мірну колбу заповнюють приблизно наполовину дистильованою водою. Відміряють циліндром розрахований обсяг вихідної кислоти і виливають у мірну колбу. Колбу доливають водою до мітки, закривають і перемішують розчин.

Для визначення похибки досліду, знаходять концентрацію приготов-леного розчину. Для цього приготовлений розчин виливають у циліндр, вимірюють його густину ареометром і знаходять у таблиці значення масової частки хлоридної кислоти, відповідне цій густині розчину.

На підставі наявних даних розраховують нормальну концентрацію HCl отриманого розчину і порівнють із зазначеною в завданні. Обчислюють похибку досліду.

3.3. Контрольні запитання

1.	Скільки мл розчину H2SO4 (r = 1,84 г/мл) з масовою часткою речовини 96 % необхідно взяти для виготовлення 1 л 0,25 н розчину?
2.	Густина розчину Н2SO4 з масовою часткою речовини 15% складає 1,105 г/мл. Знайти: а) нормальну; б) молярну; в) моляльну концентрації цього розчину.
3.	Скільки грамів алюміній сульфату необхідно взяти для приготування 500 мл 0,2 н розчину?
4.	Змішали 100 мл розчину НNO3 з масовою часткою речовини 20% (густина – 1,12 г/мл) и 500 мл розчину НNO3 з масовою часткою речовини 9% (густина – 1,05 г/мл). Знайти масову частку речовини в отриманому розчині.
5.	З 2,5 г Na2CO3 приготували 500 мл розчину. Розрахувати для цього розчину: а) нормальну концентрацію; б) титр.
6.	Дайте визначення поняттю масова частка. Із 400 г розчину сульфатної кислоти з масовою часткою 50% випаровуванням видалили 100 г води. Чому дорівнює масова частка отриманого розчину?
7.	Який об’єм 0,1 М розчину ортофосфатної кислоти можна приготувати із 75 мл 0,75 М розчину?
8.	В 1 кг води розчинено 666 г КОН; густина розчину дорівнює 1,395 г/мл. Знайти: а) масову частку КОН; б) молярну концентрацію; в) нормальну концентрацію розчину.
9.	Густина розчину сахарози С12Н22О11 з масовою часткою речовини 9 % дорівнює 1,035 г/мл. Розрахувати молярну концентрацію розчину.
10.	Визначити масову частку речовини в розчині, отриманому змішуванням 300 г розчину з масовою часткою речовини 25 % та 400 г розчину з масовою часткою речовини 40 %.
11.	Який об`єм 2 н.розчину Na2CO3 необхідно взяти для приготування 1 л 0,25 н розчину?
12.	Скільки грамів розчину сульфатної кислоти з масовою часткою речовини 96% необхідно взяти для приготування 6 л 2 н розчину?
13.	До 500 мл розчину HNO3 (r = 1,2 г/мл) з масовою часткою речовини 32% додали 1 кг води. Чому дорівнює масова частка HNO3 в отриманому розчині?
14.	Скільки грамів гідроксиду кальцію необхідно взяти для приготування 500 мл 2 М розчину?
15.	Скільки мл розчину НСl з масовою часткою речовини 22%, густина якого 1,11 г/мл, потрібно для приготування 250 мл 0,5 М розчину?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 4

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ. ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК

Теоретична частина

Гідроліз солі – хімічна взаємодія іонів розчинної солі з водою з утворенням слабкого електроліту. Це призводить до накопичення іонів Н⁺ або ОН^–і, відповідно, до зміни реакції середовища розчину солі. Гідролізу підлягають солі, утворені за участю слабких кислот або слабких основ. Солі, які є похідними сильних кислот і сильних основ, не гідролізують, оскільки їхні іони не зв’язують іони води (Н⁺ або ОН^–) в слабкий електроліт, а отже, не зміщують її іонну рівновагу. Солі, до складу яких входять багатозарядні іони, гідролізують ступінчасто (за стадіями). При цьому гідроліз солі переважно відбувається за першим ступенем.

Розрізняють три основних типи гідролізу солей:

1. За катіоном – він характерний для солей, утворених катіоном слабкої основи і аніоном сильної кислоти. Наприклад:

Al₂(SO₄)₃ + 2HOH 2AlOHSO₄ + H₂SO₄ (I);

2Al³⁺ + 3SO + 2HOH 2AlOH²⁺ + 2SO + 2H⁺ + SO ;

2Al³⁺ + 2HOH 2AlOH²⁺ + 2H^+;

Al³⁺ + HOH AlOH²⁺ + H⁺, рН < 7.

2AlOHSO₄ + 2HOH [Al(OH)₂]₂SO₄ + H₂SO₄ (II);

2AlOH²⁺ + 2SO + 2HOH 2[Al(OH)₂]⁺ + SO₄ + 2H⁺ + SO ;

2AlOH²⁺ + 2HOH 2[Al(OH)₂]⁺ + 2H⁺;

AlOH²⁺ + HOH [Al(OH)₂]⁺ + H⁺, рН < 7.

Третій ступінь гідролізу Al₂(SO₄)₃ практично не відбувається. Внаслідок накопичення іонів H⁺ процес зміщується в бік вихідних сполук.

2.За аніоном – він характерний для солей, утворених катіоном сильної основи і аніоном слабкої кислоти. Наприклад:

Na₃PO₄ + НОН Na₂НPO₄ + NaОН (перший ступінь);

3Na⁺ + PO + НОН 2Na⁺ + НPO + Na⁺ + ОН^–;

PO + НОН НPO + ОН^–, рН > 7.

Na₂НPO₄ + НОН NaН₂PO₄ + NaОН;

2Na⁺ + НPO + НОН Na⁺ + Н₂PO + Na⁺ + ОН^–;

НPO + НОН Н₂PO + ОН^–, рН > 7.

Третій ступінь гідролізу з утворенням ортофосфатної кислоти Н₃PO₄ практично не відбувається.

3.Гідроліз солі за катіоном і аніоном – він характерний для солей, утворених катіоном слабкої основи і аніоном слабкої кислоти. Наприклад:

NH₄СN + HOH NH₄OH + HCN;

NH₄⁺ + CN^- + HOH NH₄OH + HCN.

Скорочене іонне рівняння в цьому випадку не записують.

Гідроліз солей, утворених багатозарядними катіоном або аніоном, відбувається ступінчасто (переважно за першим ступенем).

Багато солей цього типу гідролізують необоротно. Прикладом солей, які зазнають повногогідролізу, є солі слабких основ і дуже слабких, нестій-ких або летких кислот: Cr₂S₃, Al₂S₃, Fe₂(CO₃)₃, Al₂(CO₃)₃, CuSiO₃, Ag₂SiO₃, Fe₂(SO₃)₃, SnCO₃, інші. Їх гідроліз супроводжується повним розкладанням солі з виділенням вільних кислот і гідроксидів.

Рівняння реакцій повного гідролізу солей записують лише у молекулярному вигляді:

Al₂S₃ + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S­.

Через повний гідроліз ці солі не можуть бути одержані з водних розчинів.

Реакцію середовища розчинів характеризують за допомогою величини водневого показника рН.

Водневий показник рН – це негативний десятковий логарифм концентрації іонів Гідрогену в розчині.

рН = – lg[H⁺]

Якщо рН = 7 – середовище нейтральне; рН < 7 – кисле; рН > 7 – лужне.

Експериментальна частина

Дослід 4.2.1. Вплив температури на гідроліз солей

Налити у дві пробірки по 5-6 крапель 2 н розчину CH₃COONa. У кожну пробірку додати 1 краплю розчину фенолфталеїну. Одну пробірку залишити для порівняння, а другу нагріти до кипіння. Що спостерігається? Охолодити пробірку до кімнатної температури, спостерігати зникнення забарвлення індикатора. Написати реакцію гідролізу натрій ацетату і пояснити явище, що спостерігається.

Дослід 4.2.2. Повний гідроліз