WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     | 1 | 2 || 4 | 5 |   ...   | 10 |

3. Изменение энергии Гиббса (G°) реакции (н.у.) NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(кр); H°= –175,97 кДж (S°(NH4Clкр) = 95,81 Дж/мольK; S°(NH3(г)) = 192,66 Дж/мольK; S°(HCl(г)) = = 186,79 Дж/мольK) равно 1) +75,97 кДж; 2) –87,9 кДж; 3) +87,9 кДж; 4) –91,45 кДж.

4. Изменение энергии Гиббса (G°) реакции (н.у.) CO2(г) + 2SO2(г) = CS2(г) + 3O2(г); H°= 1104 кДж (S°(CO2) = 213,66 Дж/мольK; S°(SO2) = 248,07 Дж/мольK; S°(CS2) = = 237,77 Дж/моль K; S°(O2) = 205,04 Дж/моль K) равно 1) –530,5 кДж; 2) –1061 кДж; 3) +530,5 кДж; 4) +1061 кДж.

5. Изменение энергии Гиббса (G°) реакции (н.у.) CH4(г) + 2O2(г) = CO2(г) + 2H2O(г); H°= –802,2 кДж (S°(CO2) = 213,66 Дж/моль K; S°(H2O) = 188,72 Дж/моль K; S°(CH4) = = 186,27 Дж/моль K; S°(O2) = 205,04 Дж/моль K) равно 1) –800,6 кДж; 2) –400,3 кДж; 3) +800,6 кДж; 4) +400,3 кДж.

6. Энтальпия образования хлороводорода равна …, если при взаимодействии 1 моль водорода и 1 моль хлора выделилось 184 кДж тепла.

1) –184 кДж/моль; 2) +92 кДж/моль;

3) –92 кДж/моль; 4) +184 кДж/моль.

7. Энтальпия образования жидкой воды равна …, если при взаимодействии 1 моль водорода и 0,5 моль кислорода выделилось 285,83 кДж тепла.

1) –285,83 кДж/моль; 2) +142,9 кДж/моль;

3) –142,9 кДж/моль; 4) +285,83 кДж/моль.

8. Энтальпия образования оксида азота(II) равна …, если при взаимодействии 1 моль азота и моль кислорода поглотилось 182,52 кДж тепла.

1) –182,52 кДж/моль; 2) +91,26 кДж/моль;

3) –91,26 кДж/моль; 4) +182,52 кДж/моль.

9. Температура начала реакции равна …, если восстановление оксида железа(III) водородом протекает по уравнению Fe2O3(кр) +3H2(г) = 2Fe(кр) +3H2O(г); H° = +96,61 кДж (S° (Fe2O3(кр)) = 87,45 Дж/мольK; S°(H2O(г) ) = 188,72 Дж/мольK; S°(H2(г)) = = 130,52 Дж/мольK; S°(Fe(кр) ) = 27,15 Дж/мольK).

1) 683 K; 2) 595,5 K; 3) 495,5 K; 4) 395,5 K.

10 Температура, при которой в системе наступило равновесие 4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(г) +2Cl2(г); H° = –114,42 кДж (S°(Cl2) = 222,98 Дж/мольK; S°(H2O) = 188,72 Дж/мольK; S°(HCl) = 186,79 Дж/мольK; S°(O2) = 205,04 Дж/мольK), 1) 688,35 K; 2) 700 K; 3) 888,35 K; 4) 900 K.

Лабораторная работа КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И РАВНОВЕСИЕ Цель работы: экспериментальное изучение влияния различных факторов на скорость химической реакции и смещение равновесия.

Приборы и реактивы: штатив с пробирками; термометр; спиртовка; секундомер; бюретка вместимостью 25 см3; стакан вместимостью 50 см3, 250 см3; хлориды калия и железа(III); роданид калия.

Растворы: тиосульфата натрия, йода – 1 н.; серной кислоты, хромата калия – 1 М; хлорида железа(III), роданида калия – конц.; гидроксида натрия – 2 М; крахмала.

Химическая кинетика – это учение о скоростях и механизмах реакций, процессах взаимодействия веществ и их зависимости от времени и различных факторов. Химическая термодинамика, как известно, позволяет, рассчитывать тепловые эффекты реакций, химическое сродство, предсказывать возможность протекания данной реакции, определять состояние её равновесия. Химическая кинетика, в свою очередь, позволяет предсказать скорость реакции, механизм процесса взаимодействия веществ, стадии химического превращения и, следовательно, управлять химическим процессом в лабораторных и производственных условиях.

Скорость химической реакции зависит от текущей концентрации реагирующих веществ. Аналитически эта зависимость выражается основным законом кинетики (законом действия масс), открытым в 1867 г. Гульдбергом и Вааге, = k[A]a [B]b, где k – константа скорости химической реакции: [А] и [В] – концентрации веществ А и В соответственно в текущий момент времени; а и b – стехиометрические коэффициенты в реакции по веществу А и В, соответственно.

Скорость химической реакции также зависит и от температуры. Для качественной оценки влияния температуры на скорость взаимодействия веществ можно использовать две зависимости: правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.

Правило Вант-Гоффа формулируется следующим образом: при изменении температуры реакции на каждые 10 градусов скорость реакции чаще всего изменяется в 2 – 4 раза и реже 5 – 7 раз. Математически это выражается уравнением T2 -TT2 = T1, где T2 и T1 – скорости при температурах Т2 и Т1, соответственно;

– температурный коэффициент скорости, который для большинства реакций принимает значения от 2 до 4.

Для более точных расчётов кинетических параметров реакций в зависимости от температуры используют уравнение Аррениуса:

Ea kT = A exp -, RT где А – предэкспоненциальный множитель (кинетический фактор Аррениуса); Ea – энергия активации реакции; R – универсальная газовая постоянная, R = 8,314 Дж/(моль·К); Т – температура.

Химическая термодинамика позволяет предсказать концентрации реагентов в равновесной смеси, предвидеть и рассчитать максимальный выход продукта реакции, а также степень превращения исходных веществ в продукты.

Связь между равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ, участвующих в реакции, выражается уравнением (при Т = const) [C]c[D]d K =, [A]a [B]b где K – константа равновесия.

Если K > 1 – реакция смещена в сторону образования продуктов реакции, K = 1 – количества веществ эквивалентно, K < 1 – реакция смещена в сторону образования исходных веществ.

Константа равновесия реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса реакции уравнением:

o GT = –RT lnKT, o где GT – энергия Гиббса реакции при постоянной температуре Т, кДж; Т – температура, К; KT – значение константы равновесия при постоянной температуре Т.

Опыт 1. ВЛИЯНИЕ РАЗЛИЧНЫХ ФАКТОРОВ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ 1. Концентрации реагирующих веществ Возьмите три сухие пробирки. Внесите в первую – 4, во вторую – 8, в третью – 12 капель раствора тиосульфата натрия. Для получения равных объёмов во всех пробирках добавьте в первую – 8, во вторую – 4 капли дистиллированной воды. Таким образом, в пробирках получаются разные концентрации тиосульфата натрия. Условно обозначим их: с – первая пробирка, 2с – вторая пробирка, 3с – третья пробирка.



Добавьте в первую пробирку одну каплю раствора серной кислоты и начинайте отсчёт времени от момента добавления кислоты до появления в растворе опалесценции, вызванной помутнением раствора (выделение серы), Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + SO2 + H2O.

Аналогичные опыты проделайте со второй и третьей пробирками. Данные опыта занесите в табл.

5.

Рассчитайте условные скорости реакции во всех трёх случаях. Начертите график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ = f (с). Сделайте выводы.

5. Экспериментальные данные Относитель Число Чис- Общий ная Время Условка- ЧисНо- ло объём кон- тече- ная скопель ло мер ка- раство- цен- ния рость рас- каопы- пель ра тра- реак- реакции твора пель та H2S (число ция ции, = 1/, Na2S2 H2O O4 капель) Na2S2 с c–OO1 4 8 1 13 с … … 2 8 4 1 13 2с … … 3 12 – 1 13 3с … … 2. Температуры ПРОДЕЛАЙТЕ ТО ЖЕ САМОЕ, ЧТО И В ПУНКТЕ 1, ПОВЫШАЯ ТЕМПЕРАТУРУ ВОДЫ В СТАКАНЕ КАЖДЫЙ РАЗ НА 10 ГРАД. ПОЛУЧЕННЫЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫЕ ДАННЫЕ ЗАНЕСИТЕ В ТАБЛ. 6.

6. Экспериментальные данные Время появлеОтносительная скоНомер Температура ния рость реакции = 1/, опалесценции опыта опыта T, °С с–, с 1 t2 t1 + 3 t1 + На основании данных табл. 6 сделайте вывод о влиянии температуры на скорость химической реакции, вычислите температурный коэффициент Вант-Гоффа () по формуле = T2 / T1.

Опыт 2. ВЛИЯНИЕ ИЗМЕНЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ НА СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ Возьмите четыре пробирки. В одну из них налейте приблизительно одну треть пробирки раствора хлорида железа(III) и добавьте равный объём раствора роданида калия. Раствор перемешайте. Получите равномерно окрашенный в красноватый цвет исходный раствор роданида железа(III). Разлейте полученный раствор приблизительно поровну по всем четырём пробиркам, одну пробирку сохраните в качестве контрольной (для сравнения). В растворе протекает обратимая реакция FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl.

Роданид железа(III) придаёт раствору красную окраску, по изменению интенсивности окраски раствора можно судить о направлении смещения химического равновесия при изменении концентрации какого-либо вещества.

Во вторую пробирку добавьте на кончике шпателя кристаллики FeCl3, в третью – кристаллики KSCN, в четвертую – кристаллики КС1. Отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае, сравнивая с раствором в контрольной пробирке. Заполните табл. 7.

Напишите выражение константы равновесия данного обратимого процесса. Объясните смещение равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ, применив принцип Ле-Шателье.

7. Экспериментальные данные Изменение Номер Направление Добавленное интенсивности окрапро- смещения вещество ски бирки равновесия (ослабление, усиление) 1 Контроль 2 FeCl3 KSCN 4 КСОпыт 3. ВЛИЯНИЕ ИЗМЕНЕНИЯ ТЕМПЕРАТУРЫ НА СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ Налейте приблизительно пробирки раствора крахмала, добавьте две капли раствора йода. Наблюдайте появление синей окраски. После перемешивания отлейте половину раствора в другую пробирку. Нагрейте одну из них в пламени горелки, не доводя до кипения. Наблюдайте изменение окраски раствора. Затем охладите эту же пробирку. Снова наблюдается появление синей окраски.

При взаимодействии крахмала с йодом образуется сложное соединение синего цвета (иод – крахмал). Эта реакция экзотермическая, её можно представить следующей схемой:

йод + крахмал йод-крахмал – Н.

Объясните изменение окраски и смещение равновесия при нагревании, охлаждении, исходя из принципа Ле Шателье.

ТЕСТЫ 1. Равновесие реакции 2ZnS(кр) + 3O2(г) 2ZnO(кр) + 2SO2(г); Н < 0 сместится влево при 1) увеличении концентрации кислорода;

2) дополнительном введении ZnO;

3) понижении температуры;

4) понижении давления.

2. Температуру газообразной смеси следует повысить на … для увеличения скорости реакции в 81 раз (температурный коэффициент равен 3) 1) 20°; 2) 30°; 3) 40°; 4) 50°.

3. Равновесие реакции CO2(г) + CaO(кр) CaCO3(кр); Н < 0 сместится влево при 1) повышении давления;

2) дополнительном введении CaCO3;

3) повышении концентрации CO2;

4) повышении температуры.

4. При повышении концентрации оксида углерода(II) в 2 раза скорость реакции CO(г) + Сl2(г) CОCl2(г) увеличится 1) в 2 раза; 2) в 4 раза; 3) в 6 раз; 4) в 8 раз.

5. При повышении давления в 5 раз скорость реакции Н2(г) + I2(г) 2HI(г) возрастёт 1) в 5 раз; 2) в 10 раз; 3) в 25 раз; 4) в 125 раз.

6. Реакция, для которой повышение давления вызовет смещение равновесия вправо – это 1) 2NF3(г) + 3H2(г) 6HF(г) + N2(г);

2) CH4(г) + 4S(кр) CS2(г) + 2H2S(г);

3) 2NO2(г) + Cl2(г) 2(NO)Cl(г);

4) 2O3(г) 3O2(г).

7. При понижении давления в 3 раза скорость реакции CO2(г) + + 2SO2(г) CS2(г) + 3O2(г) уменьшится 1) в 3 раза; 2) в 6 раз; 3) в 9 раз; 4) в 27 раз.

8. Скорость реакции CO2(г) +C(графит) 2CO(г) при повышении давления в 4 раза возрастёт 1) в 4 раза; 2) в 8 раз; 3) в 16 раз; 4) в 32 раз.

9. Набор реакций, в которых увеличение объёма системы не вызовет смещения равновесия, – это 1) 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г); H2(г) + Сl2(г) 2HCl(г) ;





2) N2O4(г) 2NO2(г); N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г);

3) PCl5(г) PCl3(г) + Cl2(г); 2CO(г) + O2(г) 2CO2(г);

4) H2(г) + I2(г) 2HI(г); N2(г) + O2(г) 2NO(г).

10. Реакция, химическое равновесие которой сместится в сторону образования исходных веществ как при понижении температуры, так и повышении давления, 1) N2(г) + O2(г) 2NO(г); Н > 0;

2) 2SО3(г) 2SO2(г) + O2(г); Н > 0;

3) 4HCl(г) + O2(г) 2Cl2(г) + 2H2O(ж); Н < 0;

4) 2CO(г) +O2(г) 2CO2(г); Н < 0.

Лабораторная работа ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ Цель работы: знакомство с методами получения дисперсных систем, изучение влияния различных факторов на коагуляцию золей.

Приборы и реактивы: штатив с пробирками; колбы конические вместимостью 200 см3; химический стакан вместимостью 150 см3; воронка; пипетка вместимостью 1 см3; фотоэлектроколориметр (фотометр); фильтровальная бумага, спиртовка.

Растворы: перманганата калия – 1,5 %; тиосульфата натрия – 1 %; гидроксида натрия – 0,1 М;

йодида калия, нитрата серебра – 0,01 М; хлорид железа(III) – конц.; азотной кислоты – 2 М.

Под дисперсной системой понимают гетерогенную систему, представляющую собой скопление большого числа мелких частиц одной фазы (дисперсной фазы), более или менее равномерно распределённых по объему другой фазы (дисперсионной среды).

Если дисперсионной средой является жидкость, а дисперсной фазой твёрдое тело, то такую систему называют коллоидным раствором или золем. В данном типе системы дисперсная фаза образует мицеллы.

Мицелла – это скопление правильно расположенных агрегатов, удерживаемых преимущественно дисперсионными силами. Строение мицеллы хлорида серебра в растворе, содержащем избыток хлорида калия, приведено на рис. 2.

Образование мицелл в коллоидных растворах описывается правилом Панета-Фаянса: на поверхности зародыша предпочтительно сорбируются ионы, способные достраивать его кристаллическую решетку или образующие малорастворимые соединения (т.е. изоморфные ионы). Данные ионы называются потенциалопределяющими.

Все дисперсные системы имеют определённые границы устойчивости и могут быть дестабилизированы действием магнитного, электрического, гравитационного полей или введением в раствор какого-либо вещества. Разрушение дисперсных систем под действием внешних факторов, приводящее к агрегатации мицелл, называется коагуляцией.

{[(AgCl)m nCl- ] xK+} (n - x)K+ зародыш ядро частица мицелла Рис. 2. Строение мицеллы хлорида серебра Для характеристики коагуляции под воздействием химических веществ используют параметр, называемый порогом коагуляции, являющийся минимальной концентрацией электролитакоагулятора в системе, вызывающей коагуляцию.

Коагуляционные свойства ионов подчиняются правилу Шульце-Гарди: количество электролита, введённого в раствор и способного вызвать коагуляцию данной дисперсной системы, обратно пропорционально заряду иона, разрушающего двойной электрический слой. Таким образом, чем выше заряд иона, тем меньше его потребуется, чтобы вызвать разрушение структуры коллоидного раствора, например, для коагуляции золя хлорида серебра в избытке хлорида калия соли алюминия потребуется меньше, чем соли кальция, и намного меньше, чем соли натрия.

Особым отличием коллоидных растворов от истинных является наблюдение конуса Тиндаля (или эффекта Тиндаля). Он заключается в следующем: при прохождении луча света через истинный раствор не наблюдается следа этого луча в объёме раствора, а при прохождении его через коллоидный раствор наблюдается видимый след луча хорошо видимый в тёмном помещении, как это показано на рис. 3.

Источник света Истинный раствор Источник света Коллоидный раствор Рис. 3. Эффект Тиндаля Таким способом доказывают отсутствие коллоидных частиц в растворах. Эффект Тиндаля используют в нефелометрическом анализе.

Опыт 1. ПОЛУЧЕНИЕ ЗОЛЯ ГИДРОКСИДА ЖЕЛЕЗА(III) ГИДРОЛИЗОМ СОЛИ Налейте в пробирку 5 – 10 см3 дистиллированной воды и нагрейте её до кипения (спиртовка). В кипящую воду медленно, по каплям добавьте раствор хлорида железа(III) до получения раствора цвета крепкого чая.

Напишите уравнения реакции гидролиза хлорида железа(III) в молекулярной и ионной форме.

Изобразите схемы строения коллоидных частиц золя гидроксида железа(III).

Опыт 2. ПОЛУЧЕНИЕ ЗОЛЯ ТРИГИДРОКСИДА ЖЕЛЕЗА ПУТЁМ ПЕПТИЗАЦИИ Приготовьте осадок гидроксида железа(III) действием гидроксида натрия на раствор трихлорида железа(III). Отметьте цвет осадка. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций. Отфильтруйте осадок, перенесите его в пробирку с концентрированным раствором трилорида железа(III) и нагрейте на спиртовке раствор до кипения. При кипячении наблюдайте изменение цвета раствора вследствие образования золя тригидроксида железа(III).

Опыт 3. ПОЛУЧЕНИЕ ЗОЛЯ ЙОДИДА СЕРЕБРА С РАЗНОИМЕННЫМИ ЗАРЯДАМИ ЧАСТИЦ Налейте в пробирку 2–3 см3 раствора йодида калия и из пипетки медленно добавьте 4 – 10 капель раствора нитрата серебра, все время сильно встряхивайте пробирку с раствором. Повторите опыт, налив в пробирку 1 см3 раствора нитрата серебра той же концентрации, медленно добавьте при встряхивании 5 – 10 капель раствора йодида калия.

Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций получения йодида серебра.

Изобразите схематически строение коллоидных частиц золя йодида серебра, полученных в первом случае с избытком нитрата серебра и во втором – с избытком йодида калия, учитывая, что заряд коллоидных частиц определяется тем ионом, который находился в избытке вначале образования коллоида.

Pages:     | 1 | 2 || 4 | 5 |   ...   | 10 |










© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.