Биохимия спиртового брожения: Основу технологии получения пива составляет спиртовое брожение, - при котором сахар превращается...
Двойное оплодотворение у цветковых растений: Оплодотворение - это процесс слияния мужской и женской половых клеток с образованием зиготы...
Топ:
Когда производится ограждение поезда, остановившегося на перегоне: Во всех случаях немедленно должно быть ограждено место препятствия для движения поездов на смежном пути двухпутного...
История развития методов оптимизации: теорема Куна-Таккера, метод Лагранжа, роль выпуклости в оптимизации...
Методика измерений сопротивления растеканию тока анодного заземления: Анодный заземлитель (анод) – проводник, погруженный в электролитическую среду (грунт, раствор электролита) и подключенный к положительному...
Интересное:
Берегоукрепление оползневых склонов: На прибрежных склонах основной причиной развития оползневых процессов является подмыв водами рек естественных склонов...
Мероприятия для защиты от морозного пучения грунтов: Инженерная защита от морозного (криогенного) пучения грунтов необходима для легких малоэтажных зданий и других сооружений...
Принципы управления денежными потоками: одним из методов контроля за состоянием денежной наличности является...
Дисциплины:
 2022-10-04 |
 23 |
из
5.00
|
Заказать работу |
|
|
|
|
Основные понятия химии
| Понятие | Определение | Количественная характеристика. Классификация |
| Вещество | Один из видов материи, который характеризуется массой покоя. Совокупность атомов, молекул, ионов, радикалов, находящихся во взаимодействии. Аллотропия – явление при котором один химический элемент образует несколько простых веществ (например О2, О3) | Вещество: 1.Молекулярного состава (газообразные, большинство органических веществ, неметаллы) Немолекулярного состава: атомное строение (алмаз), ионное (соли) 2. Простые и сложные. 3.Чистые вещества и смеси. |
| Атом | Наименьшая частица химического элемента, обладающая его химическими свойствами. Предел химической делимости материи. Электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов. | D= 2 * 10 -10 M = 10-27 – 10-25 Ar = m атома / 1/12 m ат. (C) Металлы, неметаллы, переходные элементы. |
| Молекула | Наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Совокупность атомов, образующих определенную структуру посредством ковалентных химических связей. Записывается в виде химической формулы, которая показывает количественный и качественный состав молекулы. | Мr = m молек. / 1/12 m ат.(C) |
| Химический элемент | Вид атомов с одинаковым зарядом ядра. | Металлы и неметаллы. Имеют несколько форм существования: свободные атомы, простые и сложные вещества |
Основные законы химии
В 1756 г. М.В. Ломоносов, после длительных испытаний, пришел к важному открытию: вес всех веществ, вступающих в химическую реакцию, равен весу всех продуктов реакции.
Закон сохранения вещества отражается в законе сохранения массы, который заключается в следующем: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции. Вещества не исчезают и не возникают из ничего, а происходит химическое превращение. Закон является основой при составлении химических реакций и количественных расчетов в химии.
|
|
В 1808 Ж. Пруст сформулировал Закон постоянства состава, который гласит, что независимо от способа получения все индивидуальные вещества имеют постоянный количественный и качественный состав.
В 1803 г Д.Дальтон открыл Закон кратных отношений, заключающийся в том, что если два химических элемента образуют несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
В 1808 г Гей-Люссак сформулировал Закон объемных отношений:
«Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, являющихся продуктами реакции, соотносятся между собой как небольшие целые числа».
Важную роль в развитии химической науки сыграли газовые законы (справедливы только для газов).
В 1811 г. Авогадро ди Кваренья (Закон Авогадро) доказал, что в равных объемах любых газов при постоянных условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. В одинаковых условиях одно и то же число молекул занимают равные объемы, а 1 моль любого при T=273°К и p=101,3 кПа газа занимает объем 22,4 л, который называется молярным объемом газа (Vm).
Относительная плотность газов показывает, во сколько раз один газ тяжелее другого. Плотность газа В по газу А определяется следующим образом: DA(B) = ρ(В)/ρ(А) = М(В)/М(А).
Заполнить таблицу
| Вещество | Число молекул N=N a n | Молярная масса M=  (рассчитывается по ПСХЭ)
| Число молей n (ν)= 
| Масса вещества m = M n |
| H 2 | 5моль | |||
| Н 2 SO 4 | 980г | |||
| FeCl 2 | 12,04*10 26 |
Используя формулы, решите самостоятельно следующие задачи:
1. Какое количество вещества содержится: а) в 90 г воды; б) в 224 г гидразина N2Н4; в) в 2 г гидроксида натрия NаОН; г) в 190 г сероуглерода С S 2; д) в 42 г криолита N а3А1 F 6?
|
|
2. Вычислите массу: а) 2 моль серной кислоты Н2 S О4; б) 3 моль карбида алюминия А14С3; в) 1,5 моль бензола С6Н6; г) 4,2 моль фосфина РН3; д) 3,6 моль аммиака NН3; 0,1 моль фосгена фосгена СОС12.
3. Сколько молекул содержится: а) в 6,8 г сероводорода Н2 S; б) в 88 г углекислого газа СО2; в) в 20,8 г фторида кремния SiF 4; г) в 29 г бутана С4Н10; д) в 18 г формальдегида СН2О?
4. Дан оксид азота (IV) массой 4,6 г. Рассчитайте: а) количество вещества, соответствующее указанной массе оксида азота; б) число молекул оксида азота, содержащихся в указанной массе его; в) массу кислорода О2, содержащую столько же молекул, сколько их в 4,6 г оксида азота (IV) NO 2.
5. Дан фосфин РН3 массой 6,8 г. Рассчитайте: а) количество вещества, соответствующее указанной массе фосфина; б) число молекул фосфина, содержащихся в 6,8 г его; в) массу азота N2, содержащую столько же молекул, сколько их в 6,8 г фосфина.
Расчеты по химическим уравнениям
Химическое уравнение показывает не только качественную (превращение веществ) сторону процесса, но также и количественную сторону его.
Запишите в тетрадь:
Коэффициент в уравнении реакции указывает на число частиц, а число частиц в свою очередь определяет количество молей!
2Н ₂ + О ₂ = 2Н ₂О
Моль 2 моль
Х моль = 2 моль • 2 моль = 1 моль
Моль
Х = n(P ₂O ₅)= 1 моль
Решение задач с использованием уравнений химических реакций. Для того чтобы решить расчетную задачу по химии, необходимо воспользоваться следующим алгоритмом – сделать пять шагов.
Внимательно изучите алгоритмы и запишите в тетрадь, решите самостоятельно предложенные задачи
Алгоритм №1
Алгоритм №2
Алгоритм №3
Алгоритм №4
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
1. Вычислите количество вещества оксида алюминия, образовавшегося в результате взаимодействия алюминия количеством вещества 0,27 моль с достаточным количеством кислорода (4 Al +3 O 2 =2 Al 2 O 3).
2. Вычислите количество вещества оксида натрия, образовавшегося в результате взаимодействия натрия количеством вещества 2,3 моль с достаточным количеством кислорода (4 Na + O 2 =2 Na 2 O).
3. Вычислите массу серы, необходимую для получения оксида серы (IV) количеством вещества 4 моль (S + O 2 = SO 2).
4. Вычислите массу лития, необходимого для получения хлорида лития количеством вещества 0,6 моль (2 Li + Cl 2 =2 LiCl).
|
|
5. Вычислите количество вещества сульфида натрия, если в реакцию с натрием вступает сера массой 12,8 г (2 Na + S = Na 2 S).
6. Вычислите количество вещества образующейся меди, если в реакцию с водородом вступает оксид меди (II) массой 64 г (CuO + H 2 = Cu + H 2 O).
Лабораторная работа №1
Тема: «Моделирование построения Периодической таблицы химических элементов»
Строение вещества
Ионная химическая связь
Химическая связь – взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы. Различают четыре типа химических связей: ионную, ковалентную, металлическую и водородную.
Ионная связь, как правило, возникает между атомами типичных металлов и типичных неметаллов. Характерным свойством атомов металлов является то, что они легко отдают свои валентные электроны, тогда как атомы неметаллов способны легко их присоединять.
1. Атомы металлов, отдавая внешние электроны, превращаются в положительные ионы:
где n — число электронов внешнего слоя атома, соответствующее номеру группы химического элемента.
2. Атомы неметаллов, принимая электроны, недостающие до завершения внешнего электронного слоя, превращаются в отрицательные ионы:
3. Между разноимённо заряженными ионами возникает связь, которая называется ионной.
Вопросы для самоконтроля
- Атом, какого химического элемента имеет заряд ядра +11
– Записать схему электронного строения атома натрия
– Внешний слой завершен?
– Как добиться завершения заполнения электронного слоя?
– Составить схему отдачи электрона
– Сравнить строение атома и иона натрия
- Определить атом, какого элемента с количеством протонов 17.
– Запишите схему электронного строения атома.
– Слой завершен? Как этого добиться.
– Составить схему завершения электронного слоя хлора.
Задание по группам:
1-3 группа: Составьте электронные и структурные формулы молекул веществ и укажите тип связи Br2; NH3.
4-6 группы: Составьте электронные и структурные формулы молекул веществ и укажите тип связи F2; HBr.
Задания для самостоятельного выполнения.
|
|
Составить конспект «Типы кристаллических решеток»
Лабораторная работа №2
Цели: изучить способы приготовления эмульсий и суспензий; научиться отличать коллоидный раствор от истинного; отработать навыки экспериментальной работы, соблюдая правила техники безопасности при работе в кабинете химии.
Приборы и реактивы: ступка с пестиком, ложка-шпатель, стакан, стеклянная палочка, фонарик, пробирка; вода, карбонат кальция (кусочек мела), масло, ПАВ, мука, молоко, зубная паста, раствор крахмала, раствор сахара.
Ход работы:
1. Инструктаж по ТБ
Меры безопасности:
Осторожно использовать стеклянную посуду.
Правила первой помощи:
При ранении стеклом удалите осколки из раны, смажьте края раны раствором йода и перевяжите бинтом. При необходимости обратиться к врачу
Опыт № 1. Приготовление суспензии карбоната кальция в воде
Цель: изучить способы приготовления суспензий, ознакомиться с областями их применения.
Оборудование: порошок карбоната кальция (мела), пробирка с водой, резиновая пробка.
Краткие теоретические сведения
Суспензии имеют ряд общих свойств с порошками, они подобны по дисперсности. Если порошок поместить в жидкость и перемешать, то получится суспензия, а при высушивании суспензия снова превращается в порошок.
Коллоидные системы прозрачны и внешне похожи на истинные растворы, но отличаются от последних по образующейся ― светящейся дорожке‖ – конусу при пропускании через них луча света. Это явление называют эффектом Тиндаля. (см. Рисунок)
ХОД РАБОТЫ
| Ход работы |
Задание. 1. В 300 г морской воды содержится 9 г солей. Вычислите массовую долю солей в этом образце морской воды. 2. В 240 г воды растворили 60 г сахара. Какова массовая доля сахара в полученном растворе? 3. В 1 л раствора серной кислоты содержится 228 г H2SO4. Рассчитайте массовую долю растворенного вещества, учитывая, что плотность раствора равна 1,14 г/мл. 4. Какова массовая доля сахара в растворе, полученном при упаривании 100 г 20 %-ного раствора до 80 г? 5. К 100 г 30 %-ного раствора сахара добавили 10 г сахара. Какова массовая доля сахара в полученном растворе? 6. В медицине часто применяется физиологический раствор – 0,9 %-ный раствор хлорида натрия. Какая масса соли водится в организм при вливании 500 г такого раствора? 7. Сколько граммов соли и миллилитров воды нужно взять, чтобы приготовить 250 г 20 %-ного раствора этой соли? 8. Смешали 200 г 40 %-ного и 100 г 30 %-ного раствора азотной кислоты. Определите массовую долю кислоты в полученном растворе. 9. Какую массу фосфата калия и воды надо взять для приготовления раствора с массовой долей К3РО4 8% массой 250 г? 10. Какую массу соли и воды надо взять для приготовления раствора с массовой долей сульфата натрия 0,12 массой 40 кг?
Практическая работа №1 РЕШЕНИЕ
Ответ: Для приготовления 20% раствора сахара, необходимо взять 160 г воды и 40 г соли. Последовательность выполнения работы: 1. Задание. Необходимо приготовить 50 г 2% раствора соли: - выполните расчеты - взвесьте необходимую массу соли и поместите ее в колбу. - отмерьте нужное количество воды и добавьте ее в колбу с солью, перемешайте раствор. Сформулируйте вывод. 3. Выберите 3 задания по своему желанию из общего списка и выполните расчеты: № 1. Для полоскания горла используется 2 % раствор соды. Вычислите массу соды и объём воды, которые необходимо взять для приготовления 150 г такого раствора. Приготовьте раствор. № 2. Для засолки огурцов применяется 10 % раствор поваренной соли. Вычислите массу соли и объём воды, которые необходимо взять для приготовления 200 г такого раствора. Приготовьте раствор. № 3. Перед посадкой семена томатов дезинфицируют (протравливают) 1% раствором перманганат калия. Вычислите массу перманганата калия и объём воды, которые необходимо взять для приготовления 100 г такого раствора. Приготовьте раствор. № 4. Для удаления с побелки ржавых пятен используют 2 % раствор сульфата меди(II). Вычислите массу сульфата меди(II) и объём воды, которые необходимо взять для приготовления 300 г такого раствора. Приготовьте раствор. № 5. Для приготовления компотов из яблок, груш и т.д. используется 40 % раствор сахара. Вычислите массу сахара и объём воды, которые необходимо взять для приготовления 50 г такого раствора. Приготовьте раствор. № 6. Для подкормки растений используется 2 % раствор кальциевой селитры. Вычислите массу соли и объём воды, которые необходимо взять для приготовления 150 г такого раствора. Приготовьте раствор. Контрольные вопросы: 1. Какие растворы используются в быту и на предприятиях вашего профиля?
Электролиты и неэлектролиты Кислоты и их свойства
По силе электролитической диссоциации кислоты подразделяют на сильные и слабые электролиты. Ряд активности кислот выглядит следующим образом:
Лабораторная работа № 3 Теоретические основы
H2SO4 ↔ 2H+ + SO42- Химические свойства. - разбавленные кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода, или имеющие меньший электродный потенциал, чем водород: 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2; - взаимодействуют с оксидами металлов: 2HCl + ZnО = ZnCl2 + H2О; - взаимодействуют с основаниями и щелочами: 2HCl + Cu(OH)2 ↓ = CuCl2 + 2H2О HCl + NaOH = NaCl + H2О - взаимодействуют с солями слабых кислот FeS + 2HCl = H2S + FeCl2 Выполнение работы Академик 1. В приведённых ниже схемах уравнений реакций замените буквы и слова формулами соответствующих веществ. Напишите молекулярные, полные и сокращённые ионные уравнения реакций между этими веществами. 1) С + кислота → соль + кислота; 2) Д + кислота → соль + вода; 3) А + кислота → соль + вода + газ; 2. Используя дополнительную литературу, соберите сведения о распространённости в природе кислот и областях их применения.
Основания и их свойства Классификация оснований Делятся на гидроксиды, которые растворяются в воде (растворимые), и гидроксиды, которые не растворяются в воде (нерастворимые). Растворимые гидроксиды называют щелочами. Щелочи образуются щелочными и щелочноземельными металлами. Гидроксиды щелочноземельных металлов слабее, чем гидроксиды щелочных металлов, их основный характер усиливается вниз по группе: Ве(ОН)2 - амфотерное основание Мg(ОН)2 - слабое основание Са(ОН)2 – сильное основание Ва(ОН)2 - очень сильное основание Металлические свойства элементов главной подгруппы IIIгруппы выражены слабее, чем у элементов главных подгрупп I и IIгрупп, т.к. тенденция к отдаче электронов у них меньше Увеличение радиуса от Аl к Тl менее значительно, чем у щелочных, щелочноземельных металлов, поэтому усиление основного характера соединений происходит медленнее.
Задание. Распределить основания по группам и привести примеры их диссоциации: KOH, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, NaOH, Mg(OH)2. Какие из этих оснований будут электролитами?
Получение оснований: 1. Щелочной металл + вода. 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ 2. Основной оксид (щелочной металл) + вода. Na2O + H2O → 2NaOH 3. Основание + соль. NaOH + AlCl3 → NaCl + Al(OH)3 Лабораторная работа № 4 Теоретические основы Основания – электролиты, диссоциирующие в воде на ионы металлов и гидроксогрупп: Ca (OH)2 ↔ Ca2+ + 2OH- Основания бывают растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые в воде. Ca (OH) 2 ↔ Ca2+ + 2OH- Называются основания гидроксидами: Ca (OH)2 – гидроксид кальция; Fe (OH)2 – гидроксид железа (II); Fe (OH)3 – гидроксид железа (III) Химические свойства оснований. 1. Щелочи взаимодействуют: - с кислотными оксидами 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O - с кислотами NaOH + HCl = NaCl + H2O - с солями, если образуется нерастворимое основание 2NaOH + ZnCl2 = 2NaCl +Zn(OH)2↓ 2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании: Zn (OH)2↓ → ZnO + H2O Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами: Zn (OH)2↓ + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O Выполнение работы Уровень 1. Запишите реакции диссоциации оснований: Fe (OH)3; Cu(OH)2 2. Какие индикаторы указывают на щелочную среду раствора щелочей 3. Осуществить превращение: Fe → FeO → FeCl2 → Fe (OH)2 → FeSO4 Способы получения оснований 1. Щелочи получают взаимодействием активных металлов с водой, а также их оксидов с водой: 2Na + 2Н2O = 2NaОН + H2↑ ВаО + Н2O = Ва(OH)2 2. Нерастворимые в воде основания получают в результате реакции обмена между солью и щелочью: Сu(NO3)2 + KOH = KNO3 + Сu(OH)2 Задание: 1. Однажды на складе при побелке потолка гашеной известью были испорчены алюминиевые детали, т. к. они не были надёжно защищены от попадания брызг извести. Порча изделия объясняется тем, что: а) детали были загрязнены побелочным раствором; б) произошло химическое взаимодействие изделий с раствором гашёной извести; в) произошло химическое взаимодействие изделий с водой. 2. Металлы А и Б принадлежат одному и тому периоду и одной и той же группе. Металл А активно взаимодействует с водой, а металл Б не вытесняет водород из кислот. Металл А образует только один оксид, а Б – два, в одном из которых его валентность численно больше, чем номер группы. Назовите эти элементы. Задание для самостоятельного выполнения. Закончить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде: 1. NaOH + H2SO4 = 2. Al(OH)3 + HCl = 3. Al(OH)3 + NaOH = 4. KOH + CuSO4 = Соли и их свойства
Названия кислых солей. Например, KHCO3 – гидрокарбонат калия КH2PO4 – дигидроортофосфат калия Нужно помнить, что кислые соли могут образовывать двух и более основные кислоты, как кислородсодержащие, так и бескислородные кислоты. Чтобы назвать основную соль необходимо к названию нормальной соли прибавить приставку гидроксо- или дигидроксо- в зависимости от числа ОН - групп, входящих в состав соли. Например, (CuOH)2CO3 - гидроксокарбонат меди (II) Нужно помнить, что основные соли способны образовывать лишь основания, содержащие в своём составе две и более гидроксогрупп. Однако, следует понимать, что многие из кислых и основных солей могут существовать лишь только теоретически, реально же в растворах такие соли, как правило, нестабильны. Лабораторная работа № 5 Теоретические основы
Ca (NO3)2 ↔ Ca2+ + 2NO- Соли взаимодействуют: - с солями, если образуется нерастворимая соль: 3Na2S + 2FeCl3 = 6NaCl + Fe2S3↓ - с металлами, более активный металл вытесняет из раствора соли менее активный CuCl2 + Zn = ZnCl2 + Cu - со щелочами 2NaOH + ZnCl2 = 2NaCl +Zn(OH)2↓ - с более сильными кислотами, чем кислота, образующая соль FeS + 2HCl = H2S + FeCl2 Гидролиз соли – это реакция взаимодействия соли с водой, в результате которой образуется ион слабого основания и меняется реакция среды раствора. Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входит ион слабого электролита. Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате гидролиза среда раствора соли станет щелочной и наоборот. Выполнение работы Оксиды и их свойства Оксиды – это сложные вещества, состоящие из 2-х химических элементов, один из которых кислород со степенью окисления -2 (ЭmOn). Основными оксидами называются такие оксиды, которым в качестве гидратов (продуктов присоединения воды) соответствуют основания. Например: Основные оксиды Соответствующая гидратная форма (основание) Na2O → NaOH BaO→ BaOH СaO→ СaOH Основные оксиды образуют металлы при проявлении ими невысокой валентности (обычно I или II). Оксиды таких металлов, как Li,Na, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba взаимодействуют с водой с образованием растворимых в воде оснований - щелочей. Другие основные оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, а соответствующие им основания получают из солей (косвенным путем). Кислотными оксидами называются такие оксиды, которым в качестве гидратов соответствуют кислоты. Кислотные оксиды называют также ангидридами кислот. Например: кислотные оксиды и соответствующая гидратная форма (кислота) SO3 → H2SO4 Р2О3 → H3РO4 СrО3 → H2CrO4 Кислотные оксиды образуют неметаллы и металлы при проявлении ими высшей валентности. Например, оксид марганца (VII) - кислотный оксид, так как в качестве гидрата ему соответствует кислота HMnO4 и это оксид металла с высшей валентностью. Большинство кислотных оксидов могут взаимодействовать с водой непосредственно и при этом образовывать кислоты. Например: СrО3 + H2O → H2CrO4 Р2О5 + 3H2O → 2H3РO4 SO3 + H2O → H2SO4 Некоторые оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют. Такого типа оксиды сами могут быть получены из кислот. Например: H2SiO3→ SiO2 + H2O (температура) Это подтверждает названия кислотных оксидов - ангидриды, то есть "не содержащие воду". Оксиды SO2 и CO2 реагирую с водой обратимо: СО2 + H2O ↔ H2CO3; SО2 + H2O ↔ H2SO3 Это подтверждает названия кислотных оксидов - ангидриды, то есть "не содержащие воду". Амфотерные оксиды представляют собой оксиды, которые в зависимости от условий проявляют свойства как основных (в кислой среде), так и кислотных (в щелочной среде) оксидов. К амфотерным оксидам относятся только оксиды некоторых металлов. Например: BeO, Al2O3, PbO, SnO, ZnO, PbO2, SnO2, Сr2О3 PbO + 2HNO3→ Pb(NO3)2 + H2O а) В кислой среде PbO (оксид свинца (II)) проявляет свойства основного оксида б) в щелочной среде PbO проявляет свойства кислотного оксида. t PbO + 2NaOHтв → Na2 PbO2 + H2O Амфотерные оксиды с водой непосредственно не взаимодействуют, следовательно, их гидратные формы получают косвенно - из солей. Несолеобразующие (индифферентные) оксиды - небольшая группа оксидов, не вступающая в химические реакции с образованием солей. К ним относятся: CO, N2O, NO, SiO. Задание. 1) Из следующего перечня выписать отдельно химические формулы оксидов, оснований, кислот, солей:
. 2 ) С какими из перечисленных веществ: NaOH, H2SO4, CO2, K2CO3, MgO, CuSO4 реагируют (1 вариант - КОН); (2 вариант - HCl), напишите возможные уравнения реакций: 3) Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: а) Cu –CuO – CuCl2---Cu (OH)2—Cu(NO3)2 б) Si –SIO2 --Na2SiO3 –H2SiO3 Химические реакции Скорость химических реакций ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6 Тема: «Реакция замещения меди железом в растворе медного купороса. Реакции, идущие с образованием осадка, газа или воды. Зависимость скорости взаимодействия соляной кислоты с металлами от их природы. Зависимость скорости взаимодействия цинка с соляной кислотой от ее концентрации. Зависимость скорости взаимодействия оксида меди (II) с соляной кислотой от температуры» Цель: изучить реакции замещения, присоединения, обмена. Оборудование: растворы: медного купороса (CuSO4· 5 H2O), BaCl2, NaOH, HCl, NaHCO3 (хлебная сода), скрепка или кнопка, фенолфталеин, раствор азотной кислоты; раствор уксусной кислоты; раствор карбоната натрия; раствор нитрата серебра, раствор медного купороса, оксида меди(II) CuO (порошок); пробирки, пипетки, спиртовка, штатив. Теоретический материал · Зависимость скорости реакции от природы металла. Металлы (натрий и калий) с одним и тем же веществом (водой) будут реагировать с различной скоростью (в одинаковом состоянии и при одинаковых условиях). Причина заключается в том, что атомы металлов отдают электроны, то есть окисляются. Атомы калия обладают большим радиусом чем натрия, и поэтому отдают электроны гораздо энергичнее. · Зависимость скорости реакции от поверхности реагирующих веществ. Для веществ в твердом состоянии скорость химической реакции прямо пропорциональна поверхности реагирующих веществ. При измельчении вещества увеличивается площадь соприкосновения реагирующих веществ. Например, вещества железо и сера реагируют достаточно быстро при предварительном измельчении и перемешивании. · Зависимость скорости взаимодействия цинка с соляной кислотой от ее концентрации. Вещества в растворенном состоянии и газы реагируют активнее с концентрированными веществами (например, горение веществ в чистом кислороде происходит активнее чем в воздухе так как в воздухе концентрация кислорода в воздухе в 5 раз меньше). Чтобы произошла реакция необходимо столкновение молекул реагирующих веществ. Частота столкновений зависит от числа молекул в единице объёма, то есть от концентрации. Таблица признаки необратимости реакций
Химическое равновесие и способы его смещения Химическое равновесие – это такое состояние системы при котором скорость прямой и обратной реакции равны. На химическое равновесие влияют: концентрация реагирующих веществ, температура, давление (для газов). Принцип Ле – Шателье: Если на систему, находящуюся в химическом равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие, то в системе усиливаются процессы, которые стремятся свести это воздействие к минимуму.
Температура | повышается | В большей степени возрастает скорость эндотермической реакции | В сторону эндотермической реакции | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| понижается | В большей степени понижается скорость эндотермической реакции | В сторону экзотермической реакции | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
Давление | повышается | В большей степени возрастает скорость реакции, протекающей с уменьшением числа молей газообразных веществ | В сторону уменьшения числа молей газообразных веществ в системе | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| понижается | В большей степени понижается скорость реакции протекающей с уменьшением числа молей газообразных веществ | В сторону увеличения числа молей газообразных веществ в системе | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Концентрация | повышается | Возрастает скорость реакции, по которой вводимое вещество расходуется | В сторону реакции, по которой вводимое вещество расходуется | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| понижается | Уменьшается скорость реакции, где реагентом является вещество, концентрация которого уменьшается | В сторону реакции, по которой образуется вещество, концентрация которого уменьшается | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
Введение катализатора | Скорости прямой и обратной реакции изменяются одинаково | — | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Задание.
1. В какую сторону сместится равновесие в системе Н2(r) + I2 (r) ↔ 2HI (r) – Q при:
а) повышении температуры; б) понижении температуры; в) повышении давления.
2. Перечислите факторы, смещающие равновесие в системе CO + 2H2↔ CH3OH(г) +Q в сторону образования продукта реакции.
Металлы и неметаллы
Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе Р b Hg
Все металлы делятся на две большие группы:
Черные металлы
Имеют темно-серый цвет, большую плотность, высокую температуру плавления и относительно высокую твердость. Типичным представителем черных металлов является железо.
Цветные металлы
Имеют характерную окраску: красную, желтую, белую; обладают большой пластичностью, малой твердостью, относительно низкой температурой плавления. Типичным представителем цветных металлов является медь.
В зависимости от своей плотности металлы делятся на:
Легкие (плотность не более 5 г/см3)
К легким металлам относятся: литий, натрий, калий, магний, кальций, цезий, алюминий, барий. Самый легкий металл — литий 1л, плотность 0.534 г/см3.
Тяжелые (плотность больше 5 г/см3).
К тяжелым металлам относятся: цинк, медь, железо, олово, свинец, серебро, золото, ртуть и др. Самый тяжелый металл — осмий, плотность 22,5 г/см3.
Металлы различаются по своей твердости:
— мягкие: режутся даже ножом (натрий, калий, индий);
— твердые: металлы сравниваются по твердости с алмазом, твердость которого равна 10. Хром — самый твердый металл, режет стекло.
В зависимости от температуры плавления металлы условно делятся на:
1. Легкоплавкие (температура плавления до 1539°С).
К легкоплавким металлам относятся: ртуть — температура плавления —38,9°С; галлий — температура плавления 29,78°С; цезий — температура плавления 28,5°С; и другие металлы.
2. Тугоплавкие (температура плавления выше 1539°С).
К тугоплавким металлам относятся: хром — температура плавления 1890°С; молибден — температура плавления 2620°С; ванадий — температура плавления 1900°С; тантал — температура плавления 3015°С; и многие другие металлы. Самы
|
|
|
Адаптации растений и животных к жизни в горах: Большое значение для жизни организмов в горах имеют степень расчленения, крутизна и экспозиционные различия склонов...
Археология об основании Рима: Новые раскопки проясняют и такой острый дискуссионный вопрос, как дата самого возникновения Рима...
Двойное оплодотворение у цветковых растений: Оплодотворение - это процесс слияния мужской и женской половых клеток с образованием зиготы...
Состав сооружений: решетки и песколовки: Решетки – это первое устройство в схеме очистных сооружений. Они представляют...
© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!
