Периодический закон и периодическая система химических элементов

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ

ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«Курганский государственный университет»

 

Кафедра физической и прикладной химии

 

 

ХИМИЯ

Методические указания

для подготовки к лабораторным занятиям

по химии

для студентов направления подготовки 020400.62

 

Курган 2013

 

Кафедра физической и прикладной химии

 

Дисциплина: «Химия»

(направление подготовки 020400 – Биология)

 

Составитель: канд.хим.наук Рыкова А.И.

 

Утверждены на заседании кафедры ФПХ «_ 27 _»_ августа _2013 г.

 

 

Рекомендованы методическим

советом университета «_ 5 _»_ сентября _2013 г.

 

 

СОДЕРЖАНИЕ

Занятие № 1. Основные понятия и законы химии. Классы неорганических соединений………………………………………………………………………………….. 4

Занятие № 2. Строение атома………………………………………………………… 6

Занятие № 3. Периодический закон и периодическая система химических элементов в свете теории строения атома………………………………………… 7

Занятие № 4. Химическая связь ……………………………………………………….. 9

Занятие № 5. Основы химической термодинамики………………………………… 11

Занятие № 6. Скорость химической реакции и факторы, влияющие на скорость реакции………………………………………………………………………………………… 12

Лабораторная работа ……………………………………………………………………… 13

Занятие № 7. Химическое равновесие ………………………………………………… 16

Лабораторная работа …………………………………………………………………… 16

Занятие № 8. Растворы. Способы приготовления растворов………………….. 19

Лабораторная работа …………………………………………………………………… 20

Занятие № 9. Растворы неэлектролитов…………………………………………… 21

Занятие № 10. Реакции ионного обмена в растворах электролитов…………… 23

Лабораторная работа ……………………………………………………………………… 24

Занятие № 11. Гидролиз солей…………………………………………………………… 27

Лабораторная работа ……………………………………………………………………… 27

Занятие № 12. Рубежный контроль 1

Занятие № 13. Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические процессы. Коррозия металлов……………………………………………………………… 29

Лабораторная работа ……………………………………………………………………… 31

Занятие № 14. Состав, строение и свойства комплексных соединений…………… 33

Лабораторная работа ……………………………………………………………………… 34

Занятие № 15. Химия биогенных элементов главных подгрупп…………………… 36

Занятие № 16. Биогенные элементы побочных подгрупп Периодической системы……………………………………………………………………………………… 38

Занятие № 17. Рубежный контроль 2

Приложения …..……………………………………………………………..……. 41

 

Список литературы………………………………………………………………… 42

 

 

Занятие № 1

Основные понятия и законы химии. Классы неорганических соединений

 

1 Предмет химии. Атом. Молекула. Основные положения атомно-молекулярного учения М.В. Ломоносова. Вещество и химический элемент. Распространенность химических элементов в земной коре, атмосфере, гидросфере, космосе, биосфере.

2 Количественные отношения в химии. Закон сохранения массы и закон постоянства состава веществ, их значение.

3 Химическая символика. Расчеты по химическим формулам.

4 Явления физические и химические. Признаки химических реакций. Классификация химических реакций по различным признакам. Расчеты по уравнениям химических реакций.

5 Оксиды. Классификация. Номенклатура. Химические свойства оксидов. Получение оксидов.

6 Основания. Классификация оснований. Химические свойства оснований. Получение щелочей и нерастворимых оснований.

7 Кислоты. Классификация и номенклатура кислот. Понятие о гидроксидах. Химические свойства кислот. Получение кислот.

8 Соли. Классификация и номенклатура солей. Химические свойства солей. Получение солей.

 

Задачи:

1) В каком количестве вещества оксида серы (IV) содержится такое же число атомов серы, что и в пирите массой 24 г?

2) Вычислите массовые доли химических элементов в веществах: MgSO₄, Ba(OH)₂, К₂Cr₂O₇.

3) Какова простейшая формула вещества, в котором массовые доли серы, железа и кислорода равны соответственно 24, 28 и 48%?

4) Массовая доля кристаллизационной воды в железном купоросе составляет 45,3%. Определите число молекул воды в железном купоросе.

5) Массовая доля кислорода в оксиде трёхвалентного металла равна 47,06%. Определите этот элемент и составьте формулу оксида.

6) Сколько мышьяка можно получить из 200 г смеси, содержащей 40% оксида мышьяка (III) и 60% оксида мышьяка (V)?

7) При анализе руды, содержащей халькозин Cu₂S, установлено, что в 5 г её содержится 2,7 г меди. Определите массовую долю примесей в руде.

8) Какой объём водорода выделится при н.у., если растворить алюминий массой 10,8 г в избытке соляной кислоты?

9) К 400 г 5%-ного раствора сульфата железа (III) прилили 200 г 3%-ного раствора гидроксида натрия. Вычислить массу образовавшегося осадка.

10) На гидроксид натрия, взятый в необходимом количестве, подействовали раствором, содержащим 252г азотной кислоты. Вычислить массу полученной соли, если практический выход составляет 90% от теоретически возможного.

11) При взаимодействии 10,8 г безводного карбоната натрия с избытком азотной кислоты получили 2,24 л (н.у.) углекислого газа. Вычислить содержание примесей в карбонате натрия.

12) С какими из веществ будет реагировать раствор гидроксида калия: йодоводородная кислота, хлорид меди (II), хлорид бария, оксид углерода (IV), оксид свинца (II)? Напишите уравнения соответствующих реакций.

13) Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно получить шесть средних солей, используя сульфид железа (II), кислород, раствор гидроксида натрия и разбавленные растворы соляной и серной кислот.

Задачи для самостоятельного решения:

1) Сколько молекул содержится в 54 г воды и какова масса одной молекулы воды? (Ответ: 2,99^.10²³)

2) Для дыхания человеку необходимо около 56 л кислорода в час. Рассчитайте, какую продолжительность полета обеспечивает летчику кислородный прибор, содержащий 1 кг 100 г кислорода. (Ответ: 13 ч 45 мин)

3) В каком из веществ выше массовая доля серы: CuSO₄, Na₂SO₄, H₂SO₄, K₂SO₄?

4) Молекула вещества содержит 2 атома железа. Чему равна относительная молекулярная масса этого вещества, если массовая доля железа в нём составляет 28%? (Ответ: 400 г/моль)

5) Состав оксида некоторого металла может быть выражен формулой Me₂O₃. Известно, что оксид массой 76,5 г содержит металл массой 40,5 г. Какой металл образует оксид? (Ответ: Al)

6) Из образца горной породы массой 25 г, содержащего минерал аргентит Ag₂S, выделено серебро массой 5,4 г. Определите массовую долю аргентита в образце. (Ответ: 24,8%)

7) Какие массы металлического натрия и брома потребуются для получения бромида натрия массой 5,15 г? (Ответ: 1,15 г, 4 г)

8) Какой объем водорода можно получить из одного стакана воды (200 мл): а) электролизом; б) действием активного металла? (Ответ: а) 250 л, б) 125 л)

9) Какую массу аммиака можно получить, нагревая смесь 20 г хлорида аммония и 20 г оксида кальция, приняв, что массовая доля выхода составляет 98%? (Ответ: 6,2 г)

10) Из 50 г азота, содержащего 5% примесей, получили 8 г аммиака. Рассчитать массовую долю выхода аммиака. (Ответ: 13,7%)

11) Какую массу цинка надо растворить в серной кислоте для получения водорода, которым можно восстановить оксид меди (II) массой 14,4 г? Учтите, что водород для восстановления нужен в двукратном избытке. (Ответ: 23,4 г)

12) Смесь магниевых и серебряных стружек массой 5 г обработали избытком раствора серной кислоты. Выделился газ объемом 2,8 л (н.у.). Определите массовую долю магния в смеси. (Ответ: 60%)

13) Получите четырьмя способами каждое вещество: а) бромид натрия, б) карбонат кальция.

14) Как, используя простые вещества – кальций, фосфор и кислород – можно получить фосфат кальция? Напишите уравнения соответствующих реакций.

15) Напишите уравнения реакций, показывающих амфотерный характер оксида свинца (II), гидроксида хрома (III).

 

Занятие № 2

Строение атома

 

1 Экспериментальные обоснования сложности строения атома.

2 Атомные модели Томсона, Резерфорда, Бора.

3 Современная модель строения атома. Атомное ядро. Изотопы (на примере водорода, кислорода, хлора).

4 Устойчивость атомных ядер. Ядерные реакции.

5 Атомная орбиталь. Электронное облако. Квантовые числа.

6 Принципы заполнения электронами атомных орбиталей.

 

Задачи:

1) Изобразите электронные и графические формулы элементов с порядковыми номерами: 19, 32, 40, 46, 51, 64.

2) Определите число неспаренных электронов в ионе Со(3+), находящемся в основном состоянии.

3) Электронная формула элемента имеет окончание: 3d⁵4s². Определите этот элемент, напишите его электронную и графическую формулу.

4) Энергетическое состояние внешнего электрона атома описывается следующими значениями квантовых чисел: n = 3, l = 0, m = 0. Атомы каких элементов имеют такой электрон?

5) Для атома с электронной структурой 1s²2s²2p⁴ впишите в таблицу значения четырех квантовых чисел, определяющих каждый из электронов в нормальном состоянии:

Таблица 1 – Квантовые числа электронов

n
l
m
s

 

Тестовые задания:

 

1) Ядро атома криптона-80 содержит:

а) 80р и 36n; б) 36р и 44n; в) 36р и 80n; г) 44р и 36n.

 

2) Какое число электронов содержится в ионе Cr³⁺?

а) 21; б) 24; в) 27; г) 52.

3) Электронную конфигурацию благородного газа имеет ион:

а) Te^2-; б) Ga⁺; в) Fe²⁺; г) Cr³⁺.

 

4) Три частицы Ne, Na⁺, F^- имеют одинаковое:

а) массовое число; в) число электронов;

б) число нейтронов; г) число протонов.

 

5) Закончите схему реакции ⁹₄Ве + ⁴₂Не → ¹²₆С + …, выбрав один из предложенных вариантов:

а) ¹₁р; б) ¹₀n; в) ²₁H; г) ⁰_-1e.

 

6) В случае перехода ⁴¹₂₀Са → ⁴¹₁₉К имеет место превращение типа:

а) α-распад; в) электронный захват;

б) β-распад; г) испускание протона.

 

Задачи для самостоятельного решения:

1) Приведите примеры (не менее трех) атомов-изотопов и атомов-изобар.

2) Изобразите электронные и графические формулы элементов с порядковыми номерами: 15, 21, 34, 45, 52, 57.

3) Напишите электронную формулу иона Mn²⁺.

4) Напишите все квантовые числа для электронов атомов В, С, Са.

5) Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 33 и 43. Чему равен максимальный спин р -электронов у атомов первого элемента и d -электронов у атомов второго элемента?

6) Напишите электронную формулу атома Se. Нарисуйте размещение электронов двух последних уровней в квантовых ячейках в основном и в возбужденном состояниях. Определите по этим рисункам возможные устойчивые степени окисления в нормальном и в возбужденном состояниях.

7) Определите, в каком периоде, группе и подгруппе (главной А или побочной В) находится элемент, имеющий электронную структуру …4d⁵5s². К какому электронному семейству он относится?

 

Занятие № 3

Химическая связь

 

1 Виды химической связи и ее основные характеристики (энергия, длина).

2 Метод валентных связей.

3 Метод молекулярных орбиталей.

4 Свойства ковалентной связи:

· насыщаемость, состав молекул;

· направленность, форма молекул;

· полярность и поляризуемость связи и молекулы.

5 Ионная связь, ее свойства.

6 Металлическая связь.

7 Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь.

8 Типы кристаллических решеток. Влияние вида связи и типа решетки на свойства веществ.

 

Задачи:

1) Как изменяется прочность связи в ряду соединений: HF, HCl, HBr, HI? Дайте обоснованный ответ.

2) По методу валентных связей и молекулярных орбиталей составьте схему образования связей в молекулах Li₂, В₂, N₂, F₂, NO. Укажите порядок связи. Сделайте вывод об относительной прочности этих связей.

3) Опишите пространственное строение молекул: HCN, CF₄, SO₂, PH₃. Какая из молекул является неполярной?

4) Сера образует химические связи с калием, водородом, бромом и углеродом. Какие из связей наиболее и наименее полярны? Укажите, в сторону какого атома происходит смещение электронной плотности связи.

5) Определите вид химической связи между атомами и определите валентность элементов в следующих соединениях: N₂, NH₃, BaCl₂, HF, SiO₂, H₂O, MgO, CH₄, Na₂SO₄, NH₄NO₃. Какой тип кристаллической решетки в перечисленных соединениях?

 

Тестовые задания:

 

1) Примером неполярной молекулы, имеющей полярную ковалентную связь, является:

а) N₂; б) H₂O; в) NH₃; г) CCl₄.

 

2) Валентные орбитали атома бора в молекуле BF₃ находятся в гибридном состоянии:

а) sp; б) sp ²; в) sp ³; г) d ² sp ³,

а молекула имеет форму:

а) линейную; в) октаэдрическую;

б) тетраэдрическую; г) плоскую.

 

3) Наибольшее число молекул содержится при обычных условиях в 1 л:

а) H₂S; б) H₂O; в) HCl; г) H₂.

 

4) При одинаковых температуре и давлении 1 л газообразного кислорода и 1 л газообразного водорода имеют равные:

а) массы; в) плотности;

б) число молекул; г) скорости движения молекул.

 

5) Между атомами О и Н может образоваться только:

а) π-связь; в) металлическая связь;

б) ионная связь; г) σ-связь.

 

6) «Твердое, легкоплавкое, летучее» – можно сказать о веществе:

а) сахароза; б) диоксид кремния; в) фенол; г) этанол.

 

Задачи для самостоятельного решения:

1) Расположите двухатомные молекулы в порядке уменьшения устойчивости молекулы: LiI, LiCl, LiBr, LiAt.

2) В рамках молекулярных орбиталей объясните, почему существуют (или не существуют) следующие частицы: He₂⁺, He₂⁰; B₂⁰, Ne₂⁰; O₂⁰, Ca₂⁰.

3) Определите, какое максимальное число связей может образовать атом кислорода, серы.

4) Расположите вещества в порядке увеличения дипольного момента связи: NO, HF, NaCl, SO₂. Объясните Ваши предположения.

5) Опишите геометрическое строение молекул BeH₂, OF₂. Какая из них полярна?

6) Расположите вещества в порядке уменьшения полярности молекулы: Н₂О, NH₃, SO₂, СН₄. Объясните Ваши предположения.

7) Расположите вещества в порядке уменьшения степени ионности связи: NaCl, MgCl₂, Al₂S₃, MgS, AlCl₃, Na₂S. Объясните ваши предположения.

8) Определите вид химической связи и тип кристаллической решетки в следующих соединениях: а) H₂, PH₃, CuS; б) SO₂, HCl, MgO; в) CaCl₂, SiH₄, H₂S; г) CCl₄, HBr, CaO.

 

Занятие № 5

Лабораторная работа

Опыт №1. Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции

а) Взаимодействие хлороводородной кислоты с различными металлами.

В две пробирки налейте по одному миллилитру раствора хлороводородной (соляной) кислоты. В одну из них опустите кусочек гранулированного цинка, а в другую – такой же по размеру кусочек алюминия. Сравните интенсивность выделения пузырьков газа.

Составьте уравнения реакций взаимодействия хлороводородной кислоты с цинком и алюминием.

б) Взаимодействие цинка с различными кислотами.

В две пробирки налейте по одному миллилитру растворов кислот одинаковой концентрации: в первую – уксусной кислоты (СН₃СООН), во вторую – соляной (HCl). В обе пробирки внесите по одинаковому кусочку гранулированного цинка. Отметьте различную интенсивность выделения водорода.

Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с уксусной и хлороводородной кислотами.

Сделайте вывод о влиянии природы реагирующих веществ на скорость реакции.

 

Опыт №2. Влияние степени измельчения (величины поверхности соприкосновения веществ) на скорость реакции

В сухой пробирке смешайте несколько кристалликов нитрата свинца (Pb(NO₃)₂) и KI, которые должны быть предварительно тщательно высушены. Происходит ли изменение окраски? Эту смесь тщательно разотрите в чистой сухой фарфоровой ступке. Что наблюдаете? Добавьте к растёртой смеси в ступке несколько капель воды. Что наблюдаете?

Напишите уравнение реакции взаимодействия солей.

Сделайте вывод о влиянии величины поверхности соприкосновения веществ на скорость реакции.

 

Опыт №3. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

а) Взаимодействие цинка с растворами кислот различной концентрации

В две пробирки поместите по одной грануле цинка и прилейте по одному миллилитру соляной кислоты: в первую – концентрированной, во вторую – разбавленной (раствора). Сравните интенсивность выделения водорода.

б) Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой

В одну пробирку налейте один миллилитр 0,5 н. раствора тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃), в другую – один миллилитр 0,2 н. раствора тиосульфата натрия. В обе пробирки добавьте по две капли 2 н. раствора серной кислоты, встряхните их для перемешивания содержимого. Отметьте время появления опалесценции и дальнейшего помутнения раствора от образования свободной серы в каждой пробирке:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + S +H₂O.

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

 

Опыт №4. Зависимость скорости реакции от температуры

Налейте с помощью пипетки в две пробирки по 2 мл раствора H₂SO₄, в две другие пробирки – по 2 мл 0,2 н. раствора тиосульфата натрия. Одну пару пробирок с раствором Na₂S₂O₃ и H₂SO₄ поместите в стакан с холодной водой, вторую такую же пару пробирок – в стакан с горячей водой. Выждать пять минут и одновременно слейте попарно растворы тиосульфата и серной кислоты.

Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость реакции.

 

Опыт №5. Зависимость скорости реакции от катализатора

В пробирку налейте 2 мл раствора пероксида водорода. Отметьте, что при обычных условиях заметного разложения перекиси не наблюдается. Добавьте на кончике шпателя оксид марганца (IV) – катализатор. Что наблюдаете? Напишите уравнение реакции разложения Н₂О₂.

Сделайте вывод о влиянии катализатора на скорость реакции.

 

Вымойте посуду, приведите в порядок рабочее место.

 

Задачи для самостоятельного решения:

1) Для реакции А + В = С получены следующие результаты кинетических измерений при постоянной температуре:

Таблица 4 – Концентрации веществ и начальная скорость реакции

Опыт	Начальная концентрация, моль/л	Начальная скорость, моль/(л с)
вещества А	вещества В
	0,2 0,4 0,4	0,1 0,1 0,2	0,2 0,8 0,8

Найти уравнение скорости реакции, константу скорости, начальную скорость при [A] = 0,6 моль/л, [B] = 0,3 моль/л. (Ответ: n = 2, m = 0, k = 5, v = 1,8 моль/л^.с)

2) Определить начальную скорость реакции

2СО = СО₂ + С,

если константа скорости этой реакции при заданной температуре равна 0,02 л/моль^.сек, а концентрация оксида углерода (II) равна 0,1 моль/л. Во сколько раз следует увеличить концентрацию СО, чтобы скорость реакции возросла в 4 раза? (Ответ: 2^.10^-4 моль/л^.с, в 2 раза)

3) Как изменится скорость реакции

 

2SO₂ + O₂ = 2SO₃,

 

если уменьшить объем газовой смеси в 3 раза? (Ответ: в 27 раз)

4) Как изменится скорость реакции

 

2NO + O₂ = 2NO₂,

 

протекающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза? (Ответ: в 64 раза)

5) На сколько градусов надо увеличить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 27 раз? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. (Ответ: на 30^о)

6) При температуре 30^оС реакция протекает за 25 мин, при 50^оС – за 4 мин. Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции. (Ответ: 2,5)

Занятие № 7

Химическое равновесие

 

1 Обратимые и необратимые реакции. Примеры.

2 Химическое равновесие. Константа равновесия.

3 Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

 

Задачи:

1) Равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции:

СО (г) + Н₂О (г) = Н₂ (г) + СО₂ (г),

составляют: [CO] = 0,02 моль/л, [Н₂О] = 0,32 моль/л, [Н₂] = 0,08 моль/л, [СО₂] = 0,08 моль/л. Какими станут равновесные концентрации после смещения равновесия вследствие увеличения концентрации СО в 3 раза при той же температуре?

2) Равновесие реакции

H₂ + I₂ = 2HI

установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ (моль/л): [H₂] = 0,004; [I₂] = 0,25; [HI] = 0,08. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации водорода и йода.

3) Константа равновесной реакции

СО₂ + Н₂ = СО + Н₂О

при 850^оС равна единице. Найдите равновесную концентрацию окиси углерода, если начальные концентрации равны [CO₂] = 2 моль/л, [H₂] = 10 моль/л. Вычислите, какой процент углекислого газа превращается в окись углерода.

4) Какими изменениями давления и температуры можно сместить равновесие вправо:

 

а) 2СО + О₂ = 2СО₂ + 1114 кДж;

 

 

б) С + Н₂О = СО + Н₂ – 252 кДж.

5) В какую сторону сместится равновесие реакции

 

2N₂ + O₂ = 2N₂O – 359,2 кДж

 

а) при повышении давления;

б) при понижении температуры;

в) при уменьшении концентрации N₂O?

 

Лабораторная работа

Опыт №1. Влияние изменения концентрации на химическое равновесие

Примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа (III) FeCl₃ и роданидом калия KSCN. Составьте уравнение реакции.

Образующийся в результате реакции раствор роданида железа Fe(SCN)₃ окрашен в красный цвет. Интенсивность окраски раствора зависит от концентрации Fe(SCN)₃. По изменению интенсивности окраски можно судить о направлении смещения равновесия при изменении концентрации какого–либо из реагирующих веществ.

В пробирках смешайте приблизительно в равных количествах разбавленные (0,01 М) растворы FeCl₃ и KSCN. Полученный окрашенный раствор разлейте в 4 пробирки. Одна из четырех пробирок с полученным (исходным) раствором необходима для сравнения результатов опыта. В остальные пробирки добавьте следующие реактивы: в первую – 2 капли 1 М раствора роданида калия KSCN, во вторую – 2 капли 1 М раствора хлорида железа FeCl₃, в третью – кристаллический хлорид калия KCl. Пробирки встряхните. Результаты опыта занесите в таблицу 5:

Таблица 5 – Результаты опытов по смещению химического равновесия

№ пробирки	Что добавлено в равновесную систему	Изменение интенсивности окраски	Направление смещения равновесия
1 2 3

Сравните интенсивность окраски растворов в этих трех пробирках с интенсивностью окраски исходного раствора. Руководствуясь принципом Ле-Шателье, укажите, в какую сторону сдвигается равновесие при добавлении в равновесную систему KCI, FeCl₃ и KSCN. Напишите выражение константы равновесия.

 

Опыт №2. Влияние изменения температуры на химическое равновесие

Налейте в две пробирки по 2 мл раствора крахмала и добавить по две капли йодной воды (J₂). Запишите свои наблюдения. Нагрейте одну из пробирок. Исходя из принципа Ле-Шателье, объясните, почему при нагревании окраска, появившаяся после добавления йода, становится менее интенсивной или даже совсем исчезает. Равновесие системы можно условно изобразить следующим уравнением:

 

Крахмал + йод «окрашенное вещество; D Н⁰ < 0 – реакция экзотермическая.

Сделать вывод о влиянии температуры на химическое равновесие.

Опыт №3. Обратимость смещения химического равновесия

В растворах, содержащих шестивалентный хром, существуют равновесия:

 

2CrO₄ ^2- + 2H⁺ «Cr₂O₇^2- + H₂O; Cr₂O₇^2- + 2ОН^- «2CrO₄^2- + H₂O.

хромат-ион бихромат-ион

(желтый) (оранжевый)

Изменение концентрации ионов водорода и гидроксогрупп смещает это равновесие.

 

В химический стаканчик на 100 мл налейте небольшое количество 10%-ного раствора К₂Cr₂O₇. К этому раствору по каплям прилейте концентрированный раствор щелочи и наблюдайте изменение окраски. Когда раствор станет желтым, добавьте по каплям концентрированную серную кислоту. Наблюдайте появление оранжевой окраски. После этого можно снова прибавить щелочи и получить желтую окраску.

Объясните наблюдаемые явления.

Вымойте посуду, приведите в порядок рабочее место.

 

Задачи для самостоятельного решения:

1) В состоянии равновесия системы

 

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

 

концентрации участвующих в ней веществ были: азота – 0,01, водорода – 2,00, аммиака – 0,4 моль/л. Вычислите исходные концентрации азота и водорода. (Ответ: 0,21 М и 2,6 М)

2) При некоторой температуре равновесные концентрации в системе

 

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

 

составляли: SO₂ – 0,04, О₂ – 0,06, SO₃ – 0,02 моль/л. Вычислите константу равновесия и начальные концентрации оксида серы (IV) и кислорода. (Ответ: 4,17; 0,06 М; 0,07 М)

3) В каком направлении сместится равновесие в системе:

 

4Fe (тв.) + 3О₂ (г.) = 2Fe₂O₃ (тв.):

 

а) при увеличении давления;

б) при уменьшении концентрации кислорода;

в) при увеличении концентрации железа?

4) Укажите, какими изменениями концентраций, давления и температуры можно сместить равновесие реакции

 

СО₂ (г.) + С (тв.) = 2СО (г.) – 172,63 кДж

 

вправо?

5) В какую сторону сместится равновесие в системе

 

Н₂ (г) + Сl₂ (г) = 2НСl (г) + 184,5 кДж

 

а) при повышении давления;

б) при понижении температуры;

в) при увеличении концентрации хлора?

6) Укажите, каким путем можно повысить выход водорода в следующих реакциях:

 

а) СО (г) + Н₂О (г) = 2СО₂ (г) + Н₂ (г), ΔН^о = – 42,7 кДж;

 

б) 2Н₂О (г) = 2Н₂ (г) + О₂ (г), ΔН^о = + 574 кДж.

 

Дайте обоснованный ответ.

7) При каких условиях выход SO₂ увеличится:

 

S (ромб.) + O₂ (г) = SO₂ (г) + 300 кДж?

 

8) При взаимодействии угля и углекислого газа происходит обратимая реакция:

 

С (графит) + СО₂ (г) = 2СО, ΔН^о = + 1725 кДж.

 

При каких условиях образование угарного газа минимальное?

9) Назовите все условия, приводящие к смещению химического равновесия в сторону продуктов реакции в системе:

 

N₂ (г) + O₂ (г) = 2NO (г), ΔН^о = + 179 кДж.

 

10) Назовите все условия, приводящие к смещению химического равновесия в сторону реагирующих веществ в системе:

 

Н₂ (г) + I₂ (т) = 2HI (г), ΔН^о < 0.

 

Занятие № 8

Растворы неэлектролитов

1 Понижение давления пара растворителя над раствором.

2 Температура замерзания и температура кипения раствора.

3 Осмос. Осмотическое и онкотическое давление.

 

Задачи:

1) При 20^оС давление пара бензола равно 9,97^.10³ Па. Каково давление пара над раствором бензола, в 100 г которого содержится 12,8 г нафталина С₁₀Н₈?

2) При 25^оС давление пара над водным раствором некоторого трехатомного спирта, содержащим в 100 г воды 21,9 г спирта, равно 3,04^.10³ Па. Полагая, что давление пара воды при этой температуре составляет 3,17^.10³ Па, найдите молярную массу спирта и назовите его.

3) Давление паров воды при 25^оС составляет 3,167 кПа. Каким станет давление пара над водным раствором, в 450 г которого содержится 180 г глюкозы?

4) Серебро для изготовления монет плавится при 875^оС, а особо чистое серебро – при 960^оС. Аналитически определено, что наиболее существенная примесь в серебре – это медь. При условии, что К_кр серебра 48,6 К^.кг/моль, найти массовую долю меди в серебре.

5) Раствор, содержащий 25 г вещества в 225 г воды, замерзает при температуре –2,25^оС. Определите молекулярный вес вещества.

6) К очень слабым водным растворам для предотвращения замерзания в зимнее время обычно прибавляют глицерин. Допустив, что закон Рауля применим к растворам такой концентрации, вычислите количество глицерина, которое должно быть прибавлено, чтобы раствор, содержащий 0,1 кг воды, не замерзал до 268,16 К.

7) Температура кипения сероуглерода 46,13^оС, К_э сероуглерода 2,34^оС^.кг/моль. В какой молекулярной форме присутствует в растворе сера, если ее раствор в сероуглероде, содержащий 3,82 г серы в 100 г сероуглерода, кипит при 46,48^оС?

8) Определите температуру кипения водного раствора, содержащего 0,01 моль нелетучего вещества в 200 г воды.

9) Вычислите осмотическое давление водного раствора сахарозы при 20^оС, если его концентрация 20 г/л.

10) Осмотическое давление раствора вещества Х, содержащего 3,47 г вещества в 250 мл воды, равно 2060 Па при 20^оС. Вычислить молярную массу вещества Х.

 

Задачи для самостоятельного решения:

1) Давление пара воды при 18^оС равно 15,5 мм Hg. Вычислите, какое будет давление пара раствора при той же температуре, если в 1,85 кг воды растворить 518 г сахарозы. (Ответ: 15,283 мм Hg)

2) Этиленгликоль – основной компонент антифризов, используемых в автомобильных двигателях. При его добавлении в систему охлаждения автомобильных двигателей температура замерзания охлаждающей жидкости понижается, и жидкость не затвердевает. Поскольку антифриз также повышает температуру кипения воды, то в летнее время он препятствует выкипанию охлаждающей жидкости. Вычислите температуру замерзания и температуру кипения раствора, состоящего из 100 г этиленгликоля С₂Н₆О₂ и 900 г воды. (Ответ: – 3,276^оС; 0,92^оС)

3) Вычислите температуру кипения и температуру кристаллизации 4%-ного водного раствора глюкозы. (Ответ: 0,12^оС, – 0,43^оС)

4) Раствор, содержащий 5,52 г глицерина в 400 г воды, кристаллизуется при –0,279^оС. Вычислите молярную массу глицерина. (Ответ: 92 г/моль)

5) У какого раствора – 100 г NaCl в 1 л воды или 100 г CaCl₂ в 1 л воды – температура замерзания ниже? Какая из этих солей лучше для устранения обледенения (по массе соли на единицу обрабатываемой поверхности)?

6) Криоскопическая постоянная уксусной кислоты равна 3,6 К^.кг/моль. Температура замерзания раствора, содержащего 1 г углеводорода в 100 г уксусной кислоты, равна 16,14^оС, а не 16,6^оС, как у чистой кислоты. Какова молекулярная формула углеводорода, если он содержит 92,3% углерода, и 7,7% водорода? (Ответ: 78 г/моль, С₆Н₆)

7) Раствор, содержащий 8 г нафталина С₁₀Н₈ в 100 г эфира, кипит при 36,33^оС, а чистый эфир – при 35^оС. Определите эбуллиоскопическую константу этилового эфира. (Ответ: 2,128 ^о.кг/моль)

8) 0,25 г нелетучего неэлектролита с неизвестной молекулярной массой растворили в 40 г CCl₄ (К_эб = 4,88 ^о.кг/моль). Как выяснилось, температура кипения полученного раствора на 0,357^оС выше, чем у растворителя. Вычислите молекулярную массу растворенного вещества. (Ответ: 85 г/моль)

9) Осмотическое давление раствора, содержащего 1,00 г химотрипсина в 100 мл воды, равно 994 Па при 300 К. Вычислите молекулярную массу химотрипсина. (Ответ: 25126 г/моль)

10) Осмотическое давление 20 мл раствора 0,2 г гемоглобина при 25^оС составляет 2,88 мм рт. ст. Вычислите молекулярную массу гемоглобина. (Ответ: 64560 г/моль)

 

Занятие № 10

Опыт 1.

В три пробирки порознь налейте по 1-2 мл растворов солей: сульфата натрия Na₂SO₄, сульфата цинка ZnSO₄ и сульфата аммония (NH₄)₂SO₄. В каждую пробирку добавьте по такому же объёму раствора хлорида бария BaCl₂. Что наблюдается? Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Запишите выражение ПР для труднорастворимого соединения и приведите его численное значение из таблицы.

 

Опыт 2.

Проделайте реакцию, которая выражается следующим ионно-молекулярным уравнением:

 

Fе³⁺ + 3ОН^- = Fе(ОН)₃.

 

Напишите молекулярное уравнение реакции, приведите численное значение ПР гидроксида железа. Укажите цвет осадка.

 

Опыт 3.

В две пробирки порознь налейте по 1-2 мл растворов сульфата никеля NiSO₄ и сульфата меди CuSO₄. В каждую прилейте по 1 мл раствора сульфида натрия Na₂S. Что наблюдается? Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Укажите цвет осадков. Сравните растворимость полученных соединений на основе их ПР.

 

Реакции, протекающие с образованием газообразных и слабодиссоциирующих веществ

 

Опыт 4.

Налейте в пробирку 2-3 мл раствора соляной кислоты и бросьте в нее кусочки мела или мрамора CaCО₃. Какой газ выделяется? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции. Запишите выражение константы диссоциации угольной кислоты по первой ступени и приведите ее численное значение из таблицы.

 

Опыт 5.

К 1-2 мл раствора соляной кислоты добавьте 1 микрошпатель кристаллического уксуснокислого натрия CH₃COONa. Один из продуктов реакции определите по запаху. Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. Напишите выражение и значение константы диссоциации полученного слабого электролита.

Вымойте посуду, приведите в порядок рабочее место.

 

Задачи для самостоятельного решения:

1) Определить концентрацию водного раствора глюкозы, если этот раствор при 291 К изоосмотичен с раствором, содержащим 0,5^.10³ моль/м³ хлорида кальция, причем кажущаяся степень диссоциации последнего при указанной температуре составляет 65,4%. (Ответ: 1,154 М)

2) Определите концентрацию ионов водорода в 1 л 0,1 н. раствора серной кислоты, степень диссоциации которой 0,6. (Ответ: 0,06 моль/л)

3) Рассчитайте степень диссоциации 0,01 н. раствора синильной кислоты HCN, если К_д(HCN) = 7^.10^-10. (Ответ: 2,6^.10^-4)

4) В растворе содержится 0,5 моль сульфата магния, 0,1 моль хлорида