задания по Химии 22.02 2021г.
план-конспект урока

Д/з для группы 114СВ

Прочитать лекцию и ответить письменно на вопросы. Готовые работы жду на мою почту.

Лекция: Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле- Шателье.

1.Все химические реакции делят на реакции обратимые и необратимые: обратимыми называют реакции, продукты которых могут взаимодействовать между собой с образованием исходных веществ:H2+I2-2HI.

Реакцию, протекающую в сторону образования продуктов реакции называют прямой, а протекающую в сторону образования исходных веществ- обратной.

В принципе, все реакции, протекающие в природе, являются обратимыми, но в тех случаях, когда обратная реакция выражена очень слабо, реакции считаются практически необратимыми. К ним относят обычно те реакции, при протекании которых один из образующихся продуктов уходит из сферы реакции, т.е. выпадают в осадок, выделяются в виде газа, образуется малодиссоциируемое вещество ( например, вода), реакция сопровождается выделением большого количества тепла.

Примеры практически необратимых реакций:

AgNO3+NaCl>AgCl+ NaNO3;

NaHCO3+CH3COOH >CH3COONa+H2O+CO2^;

HCl+NaOH>NaCl+H2O;

CH4+2O2>CO2+2H2O+880 кДж.

Состояние химического равновесия характерно лишь для обратимых процессов. В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем снижается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ, расходующихся на образование продуктов реакции. Обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая растет по мере увеличения концентраций продуктов реакции. Таким образом, наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными. Такое состояние системы называется химическим равновесием. kпр=kобр.

2.Одной из количественных характеристик состояния химического равновесия является константа равновесия.

Для обратимой реакции типа aA + bB = cC + dD согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции соответственно равны:

vпр=kпр[A]a[B]b, vобр=kобр[C]c[D]d.

Если vпр=vобр, то kпр[A]a[B]b= kобр[C]c[D]d, откуда К= kобр/kпр = [C]c[D]d/[A]a[B]b.

Таким образом, константа равновесия – отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ. Константа равновесия – величина безразмерная, т.к. зависит от концентрации и количества веществ:

H2+I2-2HI ; K= [HI]2/[H2][I2].

N2+3H2-2NH3; K= [NH3]2/[N2][H2]3.

3. Химическое равновесие при неизменных условиях может сохраняться сколь угодно долго до тех пор, пока неизменными сохраняются условия его существования (концентрация, давления, температура). При изменении одного из условий равновесие нарушается, концентрация всех веществ изменяется, после чего устанавливается новое состояние равновесия. Подобный переход системы из одного состояния в другое называется сдвигом или смещением химического равновесия.

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации, температуры и давления определяется принципом Ле – Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, произвести воздействие ( изменение концентрации, температуры, давления), то равновесие в системе смещается в сторону ослабления этого воздействия.

Для реакции А+В- С+D.

1) Изменение концентрации: если увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо;

А+В> С+D.

если уменьшается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево.

А+В <С+D.

Если увеличивается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево;

А+В<С+D.

если уменьшается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо.

А+В> С+D.

2) Изменение температуры определяется тепловым эффектом реакции: при экзотермическом процессе (отрицательное значение реакции) - если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо;

А+В >С+D.

если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево.

А+В< С+D.

При эндотермическом процессе ( положительное значение реакции) – если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо;

А+В> С+D.

если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево.

А+В< С+D.

3) Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием меньшего количества молей газообразных веществ.

А+В<2 С+D.

Понижение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием большего числа молей газообразных веществ.

А+2В> С+D.

Вопросы и задания для самоподготовки:

1. Обратимые и необратимые реакции. Признаки практической необратимости реакций.

2. Химическое равновесие.

3. Принцип Ле- Шателье.

4. Влияние концентрации веществ на смещение химического равновесия.

5. Влияние температуры на смещение химического равновесия.

6. Влияние давления на смещение химического равновесия.

Д/З для ПКД3.9

Ознакомиться с лекцией и письменно ответить на вопросы. Ответы жду на почту.

Лекция: Титриметрический (объемный) анализ. Способы выражения концентрации растворов. Посуда и приборы в объемном анализе.

Титриметрический анализ (объемный анализ) — метод количественного анализа, основанный на измерении объема или массы реагента, требующегося для реакции с исследуемым веществом, раздел аналитической химии. Титриметрический анализ широко применяется в биохимических, клинических, санитарно-гигиенических и других лабораториях в экспериментальных исследованиях и для клинических анализов.

Титрированный (стандартный, рабочий) раствор- это раствор реагента с точно известной концентрацией, который используют для реакции с раствором анализируемым веществом. Титрование – процесс приливания стандартного раствора к исследуемому раствору вещества. (конец титрования, момент протекания химической реакции)- момент, Точка эквивалентности когда количества веществ соответствуют необходимому для протекания химической реакции между ними: растворение или образование осадка, изменение окраски раствора, выделение газо-образного вещества или большого количества теплоты; нередко при реакции прозрачных растворов используют индикаторы.

К реакциям, используемым при титриметрическом анализе, предъявляются следующие требования: вещества должны реагировать в строго количественных (стехиометрических) отно-шениях без побочных реакций, реакции должны протекать быстро и практически до конца; для установления точки эквивалентности необходимо применять достаточно надежные способы, влияние посторонних веществ на ход реакции должно быть исключено. Кроме того, желательно, чтобы при титриметрическом анализе реакции протекали при комнатной температуре.

Операция объемного анализа

1. Приготовление стандартного раствора.

2. Выбор индикатора.

3. Установление титра и нормальной концентрации стандартного раствора.

4. Титрование раствора, анализирующего вещества стандартным раствором.

5. Вычисление результатов анализа.

Классификация титриметрических методов анализа в зависимости от типа химической реакции:

1. Метод нейтрализации (кислотно-основное титрирование).

2. Окислительно-восстановительного титрирования (редоксеметря).

3. Метод осаждения.

4. Метод комплексообразования (комплексонометрия).

Измерительная посуда и ее назначение: бюретки- стеклянная градуированная трубка с дозатором для определения объема затраченного стандартного раствора , пипетки для забора оп-ределенного количества раствора, колбы для титрования и мерные цилиндры для отмеривания определенного объема раствора

Способы выражения концентрации растворов:

1) Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m или отношение массы рас-творенного вещества к произведению плотности раствора и объема:

2) Молярная концентрация Cм(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора (М; моль/л).

где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль, m(B)- масса вещества, г; V- объем раствора, л.

3) Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.

Где m - масса вещества, г; V(р)- объем растовра,л; Э- эквивалент вещества. Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода.

Эоснования = Моснования / число замещаемых в реакции гидроксильных групп Экислоты = Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода Эсоли = Мсоли / произведение числа катионов на его заряд.

4) Титр – отношение массы растворенного вещества к объему раствора (г/мл); отношение произведения нормальной концентрации и объема раствора на 1000. 

Расчеты в объемном анализе: отношение объемов растворов реагирующих веществ равно обратному отношению их нормальных концентраций. 

Вопросы для самопроверки:

1. В чем сущность титриметрического объема?

2. Что такое титрование?

3. Что такое стандартный раствор, в чем его роль?

4. Сущность точки эквивалентности?

5. Почему при титриметрическом анализе часто используют индикаторы?

6. Какой измерительной посудой пользуются при титровании?

СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

Мы уже знаем о существовании заряженных частиц-ионов. Положительный заряд иона равен числу электронов, отданных одним атомом элемента; отрицательный заряд иона равен числу электронов, принятых одним атомом элемента.Записи Na+, Ca2+, Al3+ означают, что атомы данных элементов потеряли соответственно 1, 2, 3 е-, а записи F-, O2-, N3- означают, что атомы данных элементов приобрели соответственно 1, 2, и 3е- .
Степени окисления элементов. Для определения состава молекулярных соединений (SO2, NH3, CO2 и т.д.) и ионных простых соединений (Na2O, Na2SO4 и т.д.). При оценке степени окисления элементов соединения представляют расщеплёнными на одноатомные ионы.
Степень окисления-это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что соединения состоят только из ионов. 
Степени окисления могут иметь положительное, отрицательное или нулевое значение, причём знак ставится перед числом:-1, -2, +3, в отличии от заряда иона, где знак ставится после числа.
В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления элементов с учётом числа их атомов равна 0. 
Степени окисления металлов в соединениях всегда положительные,высшая степень окисления соответствует номеру группы периодической системы, где находится данный элемент (исключая некоторые элементы:золото Au+3 (I группа), Cu+2 (II), из VIII группы степень окисления +8 может быть только у осмия Os и рутения Ru.
Степени неметаллов могут быть как положительными так и отрицательными, в зависимости от того с каким атомом он соединён: если с атомом металла то всегда отрицательная, если с неметаллом-то может быть и +, и - ( об этом вы узнаете при изучении ряда электроотрицательностей). Высшую отрицательную степень окисления неметаллов можно найти, вычтя из 8 номер группы, в которой находится данный элемент, высшая положительная равна числу электронов на внешнем слое ( число электронов соответствует номеру группы).
Степени окисления простых веществ равны 0, независимо от того металл это или неметалл.
При определении степеней окисления необходимо использовать следующие правила:

Приведу таблицу, где указаны постоянные степени для наиболее часто используемых элементов:

Порядок определения степеней окисления в соединениях.

Определить  степень окисления  следующих элементов:

А) SiH4,  CrO3,  H2S,  CO2,  SO3,  Fe2O3,  FeO

Б)  CO,  HCl,  HBr,  Cl2O5,  SO2,  РН3, Cu2O,

B)  Al2O3,  P2O5,  NO2,  Mn2O7, Cl2O7,  Cr2O3,

Г)  SiO2, B2O3, SiH4, N2O5,MnO, CuO, N2O3.

 Для группы №17

Написать лекцию, нарисовать схему, выполнить задание и отправить на мою почту

Теория строения органических веществ А.М. Бутлерова