ТОР 5 статей: Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы КАТЕГОРИИ:
|
Теоретическое введение. Необратимые химические реакции протекают до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.еНеобратимые химические реакции протекают до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. необратимая реакция протекает только в одном направлении; обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Пример обратимой реакции – реакция синтеза аммиака: N2 + 3 H2 ⇆ 2 NH3. Состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной называется состоянием химического равновесия. Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа химического равновесия. Для обратимой реакции, записанной в общем виде a A + b B+... ⇆ p P + q Q +.... константа химического равновесия выражается формулой:
В выражение константы равновесия входят равновесные концентрации веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворённом состоянии. Константа равновесия представляет собой постоянную (при постоянной температуре) величину; она не зависит от концентраций веществ, хотя и выражается через равновесные концентрации. Процесс изменения концентраций веществ, вызванный нарушением равновесия, называется смещением (сдвигом) равновесия. Влияние различных факторов на смещение равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие, то равновесие сместится таким образом, чтобы ослабить оказанное воздействие. Частные случаи принципа Ле-Шателье: – при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расходования этого вещества, а при её уменьшении – в сторону образования этого вещества; – при увеличении давления в системе равновесие смещается в сторону меньшего числа молекул газообразных веществ; при уменьшении давления – в сторону большего числа молекул газообразных веществ; – при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.
Законы химического равновесия можно применить к равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита. Константа равновесия, соответствующая процессу диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты CH3COOH ⇆ CH3COO– + H+ константа диссоциации имеет вид:
Степенью диссоциации электролита (a) называется отношение числа распавшихся на ионы молекул, к общему числу молекул в растворе. Степень диссоциации можно рассчитать по формуле
где C – молярная концентрация продиссоциировавшего вещества; C0 – общая молярная концентрация вещества в растворе
Чистая вода – очень слабый электролит; процесс диссоциации воды может быть выражен уравнением HOH ⇆ H+ + OH–. Для любого водного раствора справедливо уравнение ионного произведения воды: C(H+)·C(OH–) = 10–14. В любом водном растворе – как в кислом, так и в щелочном, вследствие диссоциации воды содержатся и ионы H+, и ионы OH–: – в нейтральном водном растворе C(H+) =·C(OH–) = 10–7 моль/л; – в кислом растворе C(H+) >·C(OH–); – в щелочном растворе C(H+)·< C(OH–).
Кислотность или щёлочность раствора характеризуют величиной, которая называется водородным показателем и обозначается pH: pH = –lg C(H+) В кислом растворе pH < 7; в нейтральном растворе pH = 7; в щелочном растворе pH > 7.
Для расчёта pH щелочных растворов используют вспомогательную величину, которая называется гидроксильный показатель pOH: pOH = –lg C(OH–) pH и pOH связаны соотношением: pH + pOH = 14.
Ход работы
Опыт №1 Исследование применимости принципа Ле-Шателье к системе FeCl3 + 3KCNS ⇄ Fe(CNS)3 + 3KCl
Опыт №2 Окраска кислотно-основных индикаторов в кислой, нейтральной и щелочной среде
Опыт №3 Влияние добавления одноимённых ионов на степень диссоциации слабых электролитов.
Список литературы 1. Общие требования и правила оформления текстовых документов: СТП СМК 4.2.3-01-2011. – Могилев: МГУП, 2011. – 43 с. 2. Практикум по неорганической химии: Учеб. пособие для хим.-техногол. спец. вузов/ З. Е. Гольбрайх –М.: Высшая школа, 1986. -350 с. 3. Общая и неорганическая химия. Конспект лекций для студентов технологических специальностей/ Огородников В. А. – Могилев: МГУП, 2005 (часть1). 4. Общая химия: учебное пособие для вузов/ Н. Л. Глинка; под ред. А. И. Ермакова. – М.: Интеграл-Пресс, 2008. – 728с.
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:
|