Работа 5. Химическое равновесие

Тема «Химическое равновесие» логически связана с изучением медико-биологических дисциплин: нормальной физиологии, пат.анатомии, эпидемиологии и др. Ее изучение необходимо для понимания сущности равновесных процессов метаболизма. Например, обмен О₂ и СО₂ между кровью и тканями – равновесные процессы, характеризующиеся определенными константами равновесия (Кр). Изменение парциального давления газов приводит к смещению химических равновесий метаболических процессов. Резкое смещение химических равновесий может вызвать смерть. Например, это может произойти, если больному эмфиземой легких ввести кислород с высокой скоростью.

Цель занятия:

Научиться применять закон действующих масс при расчете равновесных концентраций веществ по значениям констант равновесия обратимых химических реакций; определять направление смещения химического равновесия при изменении условий (С, Т, Р).

Задание:

Выполните три лабораторных опыта и составьте отчет по теме.

Методические указания к выполнению

работы:

Опыт 1. Влияние температуры на химическое равновесие

Выполнение: Для проведения опыта берут два сообщающихся сосуда, заполненных смесью газов NO₂ и N₂O₄. При комнатной температуре протекает обратимая реакция:

2NO_{2 г} ↔ N₂O_{4 г}

^{бурый бесцветный}

Один сосуд опускают в кристаллизатор с горячей водой, другой – в кристаллизатор со льдом или снегом. Наблюдают изменение цвета газовой смеси в сосудах.

Выводы:

1. Запишите, какие наблюдения сделаны в опыте.

2. В какую сторону сдвинулось равновесие в системе при нагревании, при охлаждении?

3. Дайте пояснение наблюдаемому явлению на основании принципа Ле-Шателье.

4. На основании смещения равновесия определите знак теплового эффекта реакции.

Опыт 2. Влияние концентрации на химическое равновесие

Выполнение: В каждую из четырех пробирок налейте по 1 мл раствора хлорида железа и добавьте по 1 мл роданида калия (КSСN), затем в первую пробирку добавьте несколько кристаллов КSСN, во вторую – несколько кристаллов FeCl₃, в третью – несколько кристаллов KCl. Четвертая пробирка – для сравнения цвета растворов в пробирках. Наблюдайте изменение цвета растворов.

Выводы:

1. Запишите наблюдения, сделанные в опыте.

2. Запишите реакцию между FeCl₃ и КSСN и константу равновесия реакции.

3. На основании изменения цвета растворов объясните смещение равновесия в реакции при изменении концентрации веществ с помощью закона действующих масс и К равновесия.

Опыт 3. Влияние одноименных ионов на степень ионизации слабых электролитов

Выполнение: В пробирку налейте 1 мл уксусной кислоты (СН₃СООН). Определите рН раствора СН₃СООН. Для этого каплю кислоты нанесите на универсальную индикаторную бумагу. Затем в пробирку добавьте несколько кристаллов ацетата натрия (CH₃COONa), перемешайте до полного растворения и снова определите рН раствора.

Выводы:

1. Запишите уравнение реакции ионизации уксусной кислоты и выражение константы ионизации.

2. Определите направление смещения равновесия по данным изменениям рН раствора при добавлении соли СН₃СООNa.

3. Объясните смещение равновесия на основании закона действующих масс.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1. Характеристика состояния равновесия. Основные признаки.

2. Запись констант равновесия: Кс, Кр, Ка.

3. От каких факторов зависит константа равновесия?

4. Характеристика состояния равновесия с точки зрения термодинамики. Направление реакций.

5. Уравнение изотермы химической реакции. Анализ уравнения.

6. Запишите константу равновесия реакций:

СО_{2 г} + С _т ↔ 2СО _г

2Fе _к + 3Н₂О ↔ Fe₂О_{3 к} + 3Н_{2 г}

7. Рассчитайте константу равновесия реакции: СО _г + Сl_{2 г} ↔ СОСl_{2 г}, если исходные концентрации оксида углерода (II) и хлора составляли 2 моль/л и равновесная концентрация фосгена 2моль/л.

8. Как следует изменить концентрацию НСl и давление в системе, чтобы повысить выход хлора в реакции:

4НСl _г + О_{2 г} ↔ 2Н₂О _г + 2Сl_{2 г}?

9. Объясните смещение равновесия при повышении температуры с точки зрения кинетики и термодинамики:

N_{2 г} +3Н_{2 г} ↔ 2NН_{3 г}, ∆Н<0

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 32-40; 2. С. 80-90; 4. С. 70; 5. С. 27-32; 6. С. 109-250.

РАБОТА 6. ПОЛУЧЕНИЕ КОМПЛЕКСНЫХ

СОЕДИНЕНИЙ

Комплексные соединения – наиболее обширный и разнообразный класс соединений. Они широко распространены в природе, играют важную роль в биологических процессах. Микроэлементы Со, Мо, Си, Мn и др. в организме в основном находятся в виде комплексных соединений. Различные ферменты, витамины, гормоны представляют собой комплексные соединения. Комплексные соединения находят разнообразное практическое применение. Так, образование хелатных комплексов используется при умягчении жесткой воды, растворении камней в почках, выведении металлов-ядов из организма. Знание темы «Комплексные соединения» необходимо при изучении биохимии, фармакологии, судебной медицины, гигиенических и некоторых клинических дисциплин.

Цель занятия:

Изучить способы получения комплексных соединений. Научиться записывать формулы комплексных соединений, называть их, классифицировать, показывать образование связей в комплексных ионах.

Задание:

Выполните пять лабораторных опытов, ответьте по каждому опыту на следующие вопросы:

1. Напишите уравнение реакции получения комплексного иона.

2. Рассчитайте заряд комплексного иона.

3. Рассчитайте степень окисления комплексообразователя.

4. Укажите координационное число.

5. Укажите лиганды.

6. Объясните механизм процесса комплексообразования и тип гибридизации центрального атома.

7. Укажите класс комплексного соединения.

8. Назовите комплексное соединение.

9. Оформите отчет по теме. Сделайте вывод о методах получения комплексных соединений.

Методические указания к выполнению работы:

Опыт 1. Получение комплексного соединения меди [Сu(H₂O)₄]SO₄

Поместите в пробирку несколько кристаллов сульфата меди (белый порошок). Добавьте несколько капель воды. Наблюдайте появление голубой окраски комплексного соединения.

Опыт 2. Получение комплексного соединения меди [Cu(NH₃)₄]SO₄

К 3-4 каплям сульфата меди (II) по каплям добавьте раствор аммиака до образования осадка основной соли меди (CuOH)₂SO₄. К осадку прилейте избыток раствора аммиака. Наблюдайте растворение осадка и получение сине-фиолетового раствора, содержащего комплексные ионы [Cu(NH₃)₄]²⁺.

Опыт 3. Получение внутрикомплексного соединения кобальта (II)

Поместите в пробирку несколько кристаллов карбоната кобальта (II). Добавьте на кончике шпателя глютаминовой кислоты. Прилейте к содержимому пробирки 4-5 капель воды и нагрейте на спиртовке до окончания выделения углекислого газа. Получившийся розовый раствор указывает на образование глютамата кобальта (II).

Опыт 4. Получение комплексного соединения ртути K₂[HgI₄]

К 3-4 каплям нитрата ртути (II) добавьте раствор иодида калия до образования ярко-красного осадка иодида ртути (II). К полученному осадку прилейте избыток иодида калия до растворения образовавшегося осадка и появления желтоватого раствора, содержащего ионы [HgI₄]^2-.

Опыт 5. Получение комплексного соединения алюминия Na₃[Al(OH)₆]

К 3-4 каплям раствора сульфата алюминия по каплям добавьте раствор NaOH до образования белого осадка гидроксида алюминия. К осадку прилейте избыток раствора NaOH. Наблюдайте растворение осадка с образованием раствора комплексного соединения.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1. Какие соединения называются комплексными?

2. Какова структура комплексного соединения?

3. Как определяется заряд комплексного иона, комплексообразователя?

4. Как определяется координационное число комплексообразователя?

5. Какие частицы могут выполнять роль комплексообразователя? лиганда?

6. Каков характер связей в комплексных соединениях? Их поведение в растворах.

7. По каким признакам классифицируются комплексные соединения?

8. Номенклатура комплексных соединений.

Таблица 6

Формула соли, название	Класс	Уравнение реакции	Заряд комплексного иона	Степень окисления комплексообразователя	Координационное число комплексообразователя	Тип гибридизации

 

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 191-203; 2. С. 219-227; 5. С. 24-26; 6. С. 243-261.