Равновесие в растворе слабой кислоты.

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

 

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

БАШКИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

ОБЩАЯ ХИМИЯ

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Для студентов 1 курса географического факультета

Башгосуниверситета

 

 

Уфа-2012

 

 

Печатается по решению кафедры неорганической химии

(Протокол №2 от 2012 г.)

 

Составители:

Доцент, к.х.н. Л.Г.Кузина.

 

 

Основным задачником для студентов географического факультета является сборник Н.Л.Глинка «Задачи и упражнения по общей химии», поэтому нет необходимости разрабатывать методички с описанием основных разделов дисциплин и примерами решения задач. В указанном издании есть все, что требуется студентам для успешного освоения необходимого материала.

В разработанных нами методических указаниях для студентов приводятся основные требования к знаниям и умениям по всем темам, изучаемым на практических занятиях по общей химии, а также вопросы и задания для подготовки к практическим и лабораторным работам. Описание лабораторных работ дается в полном объеме.

На первых страницах методических указаний приводится календарный учебный план с указанием не только тем практических занятий, но и номеров задач из сборника Н.Л.Глинка, рекомендуемых для самостоятельной работы.

 

Календарный учебный план

Лабораторных и практических занятий

 

№ Заня-тия	Тема	Задачи	Дом. задание	КСР
1, 2	ТБ. Основные классы неорганических соединений.	Задания из методички	№1-5, 31,33,53-56	Тест
	Атомно-молекулярное учение.	№ 38,57,59,62, 65,82,84,89	№283-287, 301, 302	Тест
	Первый закон термодинамики. Тепловые эффекты химических реакций.	№ 294, 298, 299, 300	№ 303-308
	Второй закон термодинамики. Энтропия. Энергия Гиббса.	№ 312, 317-322		К.Р.
	Химическая кинетика.	№ 325, 326, 327, 332, 333, 334, 335, 337, 339, 341	№ 352-355, 363-365
	Химическое равновесие.	№ 367, 383-386	391-396, 405	Тест
	Растворы. Способы выражения состава растворов.	№ 399, 414, 415, 418, 425	№ 503, 510, 536, 538, 539, 552-558	К.Р.
	Растворы электролитов.	№ 511, 512, 514, 543, 544	№ 559, 562, 574-579
	Гидролиз солей. Произведение растворимости.	№ 565, 569, 570, 586, 587, 594	№ 175 - 186	Тест
	Рубежная контрольная работа		№ 769 – 771, 778 - 780
	Строение атома. Периодический закон	№ 187 – 193, 197 № 773 - 777		Тест
	Химическая связь
	Свойства металлов			Реферат
	Свойства неметаллов			Реферат

Номера задач соответствуют изданию Н.Л.Глинка «задачи и упражнения по общей химии», 1988 г.

 

Литература

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 2006 г. -720 с.

2. Зайцев О.С. Общая химия – М.: Высшая школа, 2001 г. – 570 с.

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 2001 г. – 743 с.

4. Ахметов Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии – М.:Высшая школа, 2002 г. – 365 с.

5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Химия, 2006 г.

6. Общая химия /Под ред. Е.М.Соколовской, Г.Д.Вовченко, Л.С.Гузея – М.: МГУ, 1980 г. 720 с.

 

Дополнительная литература

1. Витинг Л.М., Резницкий В.В. Задачи и упражнения по общей химии – М.: Химия, 1986 г.

220 с.

2. Барилой В. Геохимия. – М.: Химия, 1995 г. – 450 с.

3. Карапетянц М.Х. Общая и неорганическая химия – М.:Химия, 1992 – 588 с.

 

1. Основные классы неорганических соединений

Студенты должны знать

-номенклатуру соединений;

-сильные кислоты (наизусть);

-слабые основания (наизусть);

-как свойства оксида зависят от степени окисления металла;

-свойства соединений;

-методы получения соединений.

Студенты должны уметь

- классифицировать простые и сложные неорганические соединения;

- составлять формулы соединений по их названиям (и наоборот);

- писать уравнения реакций в молекулярном виде и уравнивать их;

- составлять графические формулы сложных неорганических соединений.

 

Вопросы к семинару

1. Основные классы неорганических соединений.

2. Оксиды. Классификация, номенклатура, свойства, способы получения, графические формулы.

3. Кислоты. Классификация, номенклатура, свойства, способы получения, графические формулы.

4. Основания. Классификация, номенклатура, свойства, способы получения, графические формулы.

5. Соли. Классификация, номенклатура, свойства, способы получения, графические формулы.

 

 

1. Атомно-молекулярное учение

 

Студенты должны знать

- основные положения атомно-молекулярного учения (АМУ);

- основные понятия АМУ: атом, элемент, молекула, эквивалент;

- основные физические величины: масса молекулы, моль, молярная масса вещества, молярная масса вещества эквивалента; число Авогадро, молярный объем, молярный объем вещества эквивалента; нормальные условия; стандартные условия; относительная плотность первого газа по второму;

- законы и правила: закон сохранения массы вещества; закон сохранения энергии; закон постоянства состава вещества; закон кратных отношений; газовые законы (закон Авогадро, Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Дальтона), уравнение Менделеева-Клапейрона.

 

Студенты должны уметь

- рассчитывать молекулярные массы веществ;

- рассчитывать эквивалентные массы веществ (оксидов, кислот, оснований, солей);

- решать задачи с использованием основных понятий и законов АМУ.

 

 

Вопросы к семинару

1. Основные положения атомно-молекулярного учения.

2. Законы идеальных газов (Авогадро, Гей-Люссака, Бойля-Мариотта, Менделеева-Клапейрона). Какие величины характеризуют газовое состояние?

3. Что называется универсальной газовой постоянной? Каков ее физический смысл? В каких единицах она измеряется?

4. Что называется химическим эквивалентом? Является ли эквивалент постоянной характеристикой элемента?

5. Что принимается за единицу химических эквивалентов?

6. Какая связь между атомной (молекулярной) массой вещества и молярной массой вещества эквивалента?

 

 

1. Химическая термодинамика

Студенты должны знать:

- основные понятия термодинамики (система, окружающая среда, внутренняя энергия, работа химической реакции, самопроизвольная реакция, функция состояния, параметры состояния);

- функции состояния: энтальпия, энтропия, энергия Гиббса;

- стандартное состояние и стандартные условия прохождения химической реакции;

- критерии самопроизвольности процесса;

- начала (основные законы термодинамики);

- энтальпия образования вещества, энтальпия связи, энтальпия растворения.

Студенты должны уметь:

- рассчитывать тепловой эффект химической реакции;

- рассчитывать теплоту образования вещества по имеющимся данным;

- не производя расчетов определять знак изменения энтропии в химической реакции;

- рассчитывать изменение энтропии в ходе химической реакции;

- рассчитывать изменение энергии Гиббса реакции;

- по значению энергии Гиббса делать выводы о возможности протекания реакции.

 

Вопросы к семинару

1. Термодинамическая система. Виды термодинамических систем.

2. Функция состояния и параметры состояния.

3. Первое начало термодинамики. Энтальпия.

4. Стандартное состояние вещества. Энтальпия образования вещества. Энтальпия сгорания, энтальпия растворения, энтальпия связи. Закон Гесса.

5. Второе начало термодинамики. Энтропия.

6. Третье начало термодинамики.

7. Энергия Гиббса и направление химического процесса. Связь между энергией Гиббса и константой равновесия реакции.

 

1. Химическая кинетика

Студенты должны знать:

- понятие скорости химической реакции в гомогенной и гетерогенной среде;

- понятие «Порядок реакции»;

- понятие «Молекулярность реакции»;

- понятие механизма химической реакции;

- кинетическое уравнение;

- влияние температуры на скорость реакции; правило Вант-Гоффа;

- причину влияния температуры на скорость реакции; уравнение Аррениуса;

- понятие «Энергия активации»

- теорию активного или переходного состояния;

- гомогенный и гетерогенный катализ и его теории.

Студетны должны уметь:

- составлять кинетические уравнения для химических реакций;

- определять порядок реакции по веществу и порядок реакции в целом;

- определять молекулярность реакции;

- вычислять скорость химической реакции с использованием уравнения Ван-Гоффа;

- вычислять скорость химической реакции или энергию активации по уравнению Аррениуса.

 

Вопросы к семинару

7. Скорость химической реакции (средняя и мгновенная) в гомогенной и гетерогенной системах. Кинетические кривые.

8. Механизм химической реакции.

9. Порядок химической реакции в целом и по веществу. Молекулярность реакции.

10. Зависимость скорости реакции от природы и концентрации реагирующих веществ. Константа скорости химической реакции.

11. Теория активных соударений. Энергия активации. Влияние температуры на скорость химической реакции. Уравнение Аррениуса. Уравнение Вант-Гоффа.

 

1. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Студенты должны знать

- Какие реакции называют равновесными;

- Закон действующих масс для равновесной реакции;

- Принцип смещения равновесия Ле Шателье;

- Связь константы равновесия с изменением изобарного потенциала;

- Признаки истинного химического равновесия.

Студенты должны уметь:

- писать выражения констант химического равновесия для обратимых процессов (гомогенных и гетерогенных);

- рассчитывать константу химического равновесия по известным данным;

- рассчитывать равновесные концентрации веществ по начальным концентрациям (и наоборот);

- определять, в какую сторону сместится равновесие при изменении условий реакции, т.е. уметь пользоваться принципом Ле Шателье;

- вычислять ∆G⁰ по значению константы равновесия К и наоборот.

 

Вопросы к семинару

1. Обратимые и необратимые химические реакции.

2. Закон действующих масс для обратимой реакции. Константа равновесия. Признаки истинного химического равновесия.

3. Принцип Ле Шателье. Смещение равновесия.

4. Связь константы равновесия с энергией Гиббса.

 

 

РАСТВОРЫ

 

Студенты должны знать

- что называют «раствором», растворителем, растворенным веществом;

- какой раствор называют насыщенным, ненасыщенным, разбавленным, концентрированным;

- что называют растворимостью вещества;

- в каких единицах измеряют растворимость;

- способы выражения состава раствора.

Студенты должны уметь:

решать задачи на приготовление растворов, переходить от одних способов выражения состава растворов к другим.

Вопросы к семинару

1. Общие свойства растворов.

2. Способы выражения состава растворов.

3. Решение задач по расчету состава растворов.

 

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Студенты должны знать

- какие вещества называют электролитами, сильными электролитами, слабыми электролитами;

- какие реакции являются практически необратимыми, т.е. доходят до конца;

- сильные кислоты;

- сильные основания;

- степень диссоциации;

- константа диссоциации;

- произведение растворимости;

- ионное произведение воды;

- водородный показатель;

- гидролиз;

- степень гидролиза.

Студенты должны уметь:

- писать обменные реакции, протекающие в растворах электролитов (молекулярное, полное ионное и сокращенное ионное уравнение);

- писать уравнения диссоциации сильных и слабых электролитов;

- писать выражения констант диссоциации слабых кислот и оснований;

- экспериментально определять и теоретически рассчитывать рН водных растворов сильных и слабых кислот, оснований и их солей;

- писать уравнения гидролиза солей (молекулярное, полное ионное и сокращенное ионное) и определять кислотность среды их растворов.

 

Вопросы к семинару

1. Теория электролитической диссоциации Сванте Аррениуса. Распад веществ на ионы.

2. Слабые электролиты. Константы диссоциации слабых кислот и оснований. Степень диссоциации. Закон Оствальда.

3. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

4. Произведение растворимости.

5. Гидролиз.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

1. Электрическая проводимость растворов электролитов.

Прибор для измерения электропроводности состоит из широкогорлой склянки или стакана, в который наливается испытуемый раствор, и двух угольных электродов, подключающихся к сети через лампу накаливания.

В стакан налить дистиллированную воду, опустить в воду электроды и присоединить прибор к электросети. Загорается ли лампочка?

Опыт повторить, наполняя стакан последовательно

- водопроводной водой;

- концентрированным раствором уксусной кислотой;

- разбавленным раствором уксусной кислотой;

- концентрированным раствором аммиака;

- разбавленным раствором аммиака;

- смесью концентрированных растворов уксусной кислоты и аммиака;

- раствором соляной кислоты;

- раствором щелочи;

- раствором сахара.

Перед каждым опытом следует тщательно промыть электроды и стакан и ополоснуть их дистиллированной водой.

Растворы каких веществ проводят ток? Что называется электролитом? Какими ионами характеризуются растворы кислот и щелочей?

 

Окраска индикаторов.

В шесть чистых пробирок налить по 3 мл дистиллированной воды и прибавить в три пробирки по 1 кап­ле раствора фенолфталеина, а в другие три - по 1 капле раствора метилоранжа. В две пробирки (одну с фенолфталеином, другую с метилоранжем) добавить по 2-3 капли раствора соляной кис­лоты; в две другие - по 2-3 капли раствора едкого натра.

Отметить в журнале цвет индикаторов в различных средах по следующей форме:

Индикатор	Реакция раствора
Кислая, pH<7	Нейтральная, pH=7	Щелочная, pH>7
Фенолфталеин …………………… Метилоранж ……………………… Лакмус

 

Равновесие в растворе слабой кислоты.

Налить в пробирку 4-5 мл воды, прибавить 1 каплю концентрированной уксусной кислоты и 2 капли раствора метилоранжа. Какую окраску при­нимает раствор и почему? Составить уравнение электролитической диссоциации уксусной кислоты и уравнение константы диссоци­ации.

Разлить раствор пополам и к одной части добавить несколько кристаллов ацетата натрия, взболтать и сравнить окраску рас­творов в обеих пробирках. Дать объяснение, исходя из констан­ты равновесия.

Что надо ввести в раствор слабой кислоты для смещения равновесия в сторону образования недиссоциированных мо­лекул?

Амфотерность

Из имеющихся в лаборатории реактивов получить осадок гид­роксида цинка. Взболтать подученный осадок и отлить небольшие количества его в две пробирки. В одну из пробирок добавить раст­вор НСl, в другую - раствор NaOH (в избытке). Что наблюдается? Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.