.

Основи хімії (шпаргалка)

Язык:
Формат: шпаргалка
Тип документа: Word Doc
26 36516
Скачать документ

Будова атома

Атом – мікрочастинка, яка складається з ядра, що вміщує протони і
нейтрони, і електронів, які утворюють зовнішню оболонку

Хімічний елемент – вид атомів з однаковим зарядом ядра

Ізотоп – вид атомів з однаковим масовим числом

Масове число – загальна кількість протонів і нейтронів, що входять до
ядра

Квантові числа – параметри, що визначають електронну структуру і
властивості електронів  атома

n – головне квантове число; визначає енергетичний рівень і енергію
електрона

n = 1, 2, …[1]… ?;

l – орбітальне квантове число; визначає енергетичний підрівень, форму
орбіталі і енергію електрона

l = 0, 1, …[1]… n-1;

ml – магнітне квантове число; визначає просторову орієнтацію атомних
орбіталей

ml = -1… [1]…+1;

ms – спінове квантове число; визначає власний механічний і магнітний
момент електрона

ms = -1/2 або +1/2

Кількість енергетичних підрівнів на енергетичному рівні дорівнює n

Електронна ємність енергетичного рівня дорівнює 2n2

Кількість орбіталей на енергетичному підрівні дорівнює 2l  + 1

Електронна ємність енергетичного підрівня дорівнює 2·(2l  + 1)

Принцип Паулі –  в атомі не може бути двох або більше електронів з
однаковим набором всіх чотирьох квантових чисел

Правило Гунда – сумарне спінове число електронів на даному підрівні
повинне бути максимальним

Правило Клечковського – енергетичні підрівні заповнюються у порядку
зростання величини n+l, а при рівних значеннях  – у порядку зростання
величини n.

Форма і просторова орієнтація s- і p-орбіталей

Періодичний закон Д.I. Мендєлєєва

Властивості елементів знаходяться у періодичній залежності від заряду
ядра їх атомів

Д.I. Менделєєв

Періодична система елементів є графічним відображенням періодичного
закону.

У найбільш розповсюдженій – короткій формі таблиці Д.І.Мендєлєєва всі
відомі на цей час елементи  підрозділяються на сім горизонтальних
періодів і вісім вертикальних груп. Елементи великих періодів (починаючи
з четвертого) поділяються крім того на два горизонтальних ряди. У кожній
групі елементи великих періодів підрозділяються на дві підгрупи: головну
(А) і побічну (В). До головних підгруп входять елементи малих (I–Ш)
періодів (типові елементи) і подібні до них елементи великих (IV-VII)
періодів. Побічні підгрупи складаються із елементів тільки великих
періодів.

Енергія іонізації (I) – енергія необхідна для повного видалення
електрону з атома

Енергія спорідненості до електрону (Eсп.) – енергія, що виділяється при
приєднанні електрону до атома

Електронегативність (ЕН) – здатність атома зміщувати електронну густину
при утворенні хімічного зв’язку

Електронні аналоги – елементи, що мають подібну електронну будову

Повні електронні аналоги – елементи, що мають подібну електронну будову
у всіх ступенях окислення. Повні електронні аналоги знаходяться в одній
підгрупі.

Неповні електронні аналоги – елементи, що мають подібну електронну
будову лише у деяких  ступенях окислення. Неповні електронні аналоги
знаходяться в одній групі.

Як приклад, розглянемо елементи IV групи

Елементи головної підгрупи

Елементи побічної підгрупи

Елементи головної і побічної підгруп мають у вищому ступені окислення
електронну конфігурацію інертного газу. Тому, лише у ступені окислення
+4 дані елементи є електронними аналогами. Схожість електронної будови у
ступені окислення +4 обумовлює і схожість складу і властивостей хімічних
сполук. Наприклад, для елементів IV групи характерним є утворення
гідроксидів складу H2ElO3, які являють собою або слабкі кислоти, або
амфотерні гідроксиди.

Хімічний  зв’язок

– Взаємодія атомів, що призводить до утворення ядерно-електронних 
систем, що вміщують два або більше атомних ядер.

Відповідно до методу валентних зв’язків (ВЗ), хімічний зв’язок є
двохелектронним і доцентровим. Тобто утворюється внаслідок узагальнення
електронної  пари двома атомами. Типи хімічного зв’язку

Ковалентний – узагальнена електронна пара локалізована між ядрами з двох
атомів, що утворюють хімічний зв’язок. Характеризується направленістю і
насиченістю.

Іонний – узагальнена електронна пара локалізована на одному з двох
атомів, що утворюють хімічний зв’язок. Характеризується ненаправленістю
і ненасиченістю.

Металічний – зовнішні електрони делокалізовані в межах кристалу і
об’єднують позитивно заряджені іони атомів металу.

 

Розрізняють два механізми утворення хімічного зв’язку.

Утворення хімічного зв’язку за обмінним механізмом

H• + •H = H2;

Утворення хімічного зв’язку за донорно-акцепторним механізмом

H? + H? = H2.

Способи перекривання атомних орбіталей

?-зв’язок – область перекривання лежить на лінії, яка з’єднує центри
атомів

?-зв’язок – область перекривання лежить по обидві сторони від лінії, яка
з’єднує центри атомів.

Поняття по ступінь окислення елемента

Ступінь окислення – умовний заряд атома елемента, який визначається з
положення, що речовина має іонний тип хімічного зв’язку.

Правила визначення ступеня окислення.

Правила вміщують перелік елементів, які мають або один, або декілька
найбільш характерних ступенів окислення у складі хімічних сполук:

1. Прості речовини.

(речовини, до складу яких входить лише один елемент)

Ступінь окислення дорівнює нулю, наприклад: Fe0, O20, Ca0 та інші.

Зверніть увагу!

* Як виняток, слід запам’ятати молекулу озону O3, яка містить атоми
кисню, що займають у структурі нееквівалентні позиції.

Центральний атом кисню має ступінь окислення +4, а периферійні – (-2).

2. Складні речовини.

(речовини, до складу яких входить два або більше хімічних елементів)

а) Лужні метали Li, Na, K, Rb, Cs, Fr у складі хімічних сполук
проявляють виключно ступінь окислення +1.

б) Be, Mg і лужноземельні метали (Ca, Sr, Ba,Ra) – (+2).

Zn і Cd – (+2).

Hg може проявляти ступені окислення +1 і +2.

Зверніть увагу!

* У ступені окислення +1 Ртуть утворює катіон диртуті Hg22+.

в) B, Al – (+3).

г) Найбільш характерним ступенем окислення Гідрогену є +1.

З найбільш активними металами, наприклад, лужними або лужноземельними
Гідроген утворює солеподібні сполуки – гідриди, в яких він проявляє
ступінь окислення -1.

NaH, CaH2, та інші.

д) Кисень може проявляти різноманітні ступені окислення, але найбільш
характерними є -2 і -1.

Ступінь окислення -1, Кисень проявляє у складі пероксидів – сполук, що
вміщують пероксид-іон O22-. Утворення пероксидів є характерним для
Гідрогену, лужних і лужноземельних металів, наприклад: H2O2, Na2O2,
CaO2.

Зверніть увагу!

* Ступінь окислення Сірки у складі піриту (персульфіду Заліза (ІІ)) FeS2
дорівнює (-1)

* У складі магнетиту (ферату (ІІІ) Заліза (ІІ)) Fe3O4 Залізо має ступені
окислення +2 і +3.

При розв’язанні завдань, для яких має значення ступінь окислення,
формулу магнетиту слід записувати наступним чином: Fe+2(Fe+3O2)2.

Класи неорганічних сполук

Класи неорганічних сполук.

Оксиди – бінарні (подвійні) сполуки Кисню з іншими елементами, в яких
Кисень проявляє ступінь окислення -2.

Класифікація оксидів за кислотно-основними властивостями

Утворюють солі

Основні

K2O, MgO, CuO

Амфотерні

Al2O3, ZnO, PbO

Кислотні

CO2, P2O5, Mn2O7

Не утворюють солей

CO, N2O, NO

Зверніть увагу!

* Утворення основних оксидів характерне для лужних металів, Mg і
лужноземельних металів, а також для d-елементів у ступенях окислення +1
і +2 (за виключенням Zn).

* Утворення амфотерних оксидів – для Zn, Sn, Pb, Be, Al, а також для 
d-елементів у ступенях окислення +3 і +4.

* Утворення кислотних оксидів – для неметалів і d-елементів у ступенях
окислення +5 і вище.

Отримання оксидів

1. Безпосередня взаємодія простих речовин з молекулярним киснем:

2Zn + O2 = 2ZnO;

Fe + O2 = Fe2O3;

P + O2 = P2O5.

2. Термічна дисоціація гідроксидів:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O;

H2SiO3 = SiO2 + H2O;

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

3. Термічна дисоціація солей:

Cu(NO3)2 = CuO + 2NO2 + 1/2O2;

(CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2 + H2O;

2Fe(NO3)3 = Fe2O3 + 3NO2 + 9/2O2.

Зверніть увагу!

* Нестабільні оксиди, такі як, наприклад, Ag2O, N2O5, Mn2O7 або Cl2O7 за
даними методами не утворюються.

Оксид Срібла звичайно отримують за реакцією:

2ANO3 + 2NaOH = Ag2O + H2O + NaNO3;

Оксид Нітрогену отримують при дії P2O5 на концентровану азотну кислоту:

Оксид Мангану утворюється при дії концентрованої сірчаної кислоти на
KMnO4:

2KMnO4 + 2H2SO4 = Mn2O7 + 2KHSO4 + H2O;

Оксид Хлору отримують при дії P2O5 на концентровану хлорну кислоту:

INCLUDEPICTURE
“D:\\Himiya_zakachaniy_sait?????•???????????–???????????????????????????
•????????????????????????????????????????

Гідроксиди – неорганічні сполуки, що вміщують гідроксид-іон.

Класифікація гідроксидів за кислотно-основними властивостями

Гідроксиди, як і оксиди, класифікують на основні, амфотерні і кислотні.

Якщо ступінь окислення елемента, що утворює оксид і гідроксид співпадає,
то співпадають і їх кислотно-основні властивості. Наприклад: Cu+2O і
Cu+2(OH)2 проявляють основні, а P2+5O5 і H3P+5O4 – кислотні властивості.

Основні гідроксиди (основи) – сполуки, що при розчиненні у воді
дисоціюють з утворенням гідроксид іонів і основних залишків.

Наприклад: NaOH = Na+ + OH-.

Кислотні гідроксиди – сполуки, що при розчиненні у воді дисоціюють з
утворенням катіонів Гідрогену і кислотних залишків, що вміщують Кисень.

Наприклад: HClO4 = H+ + ClO4-.

За хімічним складом кислотних залишків кислоти класифікують на
кисеньвмісні (кислотні гідроксиди) і безкисневі.

Амфотерні гідроксиди – сполуки, що проявляють і властивості основ, і
властивості кислот.

Наприклад: Zn(OH)2 = Zn2+ + 2OH-;

Zn(OH)2 + 2H2O = [Zn(OH)4]2- + 2H+.

Отримання гідроксидів

Основні гідроксиди

Гідроксиди найбільш активних металів (лужних і лужноземельних) отримують
або при взаємодії металів з водою:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2;

або при взаємодії оксидів з водою:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2.

Гідроксиди малоактивних металів отримують звичайно при взаємодії
розчинів відповідних солей з розчинами сильних основ:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4.

Амфотерні гідроксиди

Амфотерні гідроксиди отримують як і гідроксиди малоактивних металів:

ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2 + Na2SO4.

Зверніть увагу!

* При отриманні амфотерних гідроксидів слід уникати надлишку лугу.

* Взаємодія розчинів солей с надлишком лугу може бути використана для
розділення основних і амфотерних гідроксидів.

Кислотні гідроксиди

Кислотні гідроксиди (за виключенням гідроксиду Кремнію(IV)) отримують
при взаємодії кислотних оксидів з водою:

SO3 + H2O = H2SO4.

Кремнієву кислоту можна отримати, наприклад, за наступною обмінною
реакцією:

Na2SiO3 + 2HCl = Na2SiO3 + 2NaCl.

Кислоти – сполуки, що при розчиненні у воді дисоціюють з утворенням
катіонів Гідрогену і кислотних залишків.

Наприклад: HClO4 = H+ + ClO4-;

HBr = H+ + Br-.

До найбільш поширених неорганічних кислот належать:

Кисеньвмісні:

H2SO4 – сульфатна (сірчана)

H2SO3 – сульфітна (сірчиста)

HNO3 – нітратна (азотна)

HNO2 – нітритна (азотиста)

H2CO3 – карбонатна (вугільна)

H2SiO3 – силікатна (кремнієва)

H3PO4 – ортофосфатна (ортофосфорна)

Безкисневі:

HCl – хлоридна (хлороводнева, соляна)

HBr – бромідна (бромоводнева)

HI – йодидна (йодоводнева)

H2S – сульфідна (сірководнева)

HYPERLINK “file:///D:/Himiya_zakachaniy_sait/a_b_c.htm”
INCLUDEPICTURE “D:\\Himiy??????????????????????????

Солі – речовини, які можна представити, як продукти взаємодії кислот і
основ, що вміщують основний і кислотний залишки.

Солі класифікують на середні, кислі і основні.

Середні солі – не вміщують ні катіонів Гідрогену, ні гідроксид-іонів.

Наприклад: Na3PO4 (фосфат Натрію), K2CO3 (карбонат Калію).

Кислі солі – до складу кислотних залишків входять катіони Гідрогену.

Наприклад: NaH2PO4 (дигідрофосфат Натрію), KНCO3 (гідрокарбонат Калію).

Основні солі – до складу основних залишків входять гідроксид-іони.

Наприклад: (CuOH)2CO3 (гідроксокарбонат Міді), MgOHCl (гідроксохлорид
Магнію).

Стехіометричні розрахунки

Основний стехіометричний закон – координата хімічної реакції для кожної
з реагуючих речовин в даний момент часу однакова.

?? = ????? / a,

де ???- координата хімічної реакції;

a – стехіометричний коефіцієнт;

???- зміна кількості реагуючої речовини.

Рівняння матеріального балансу: ???????????0?

де ?0 – вихідна кількість речовини;

???- кількість речовини в даний момент часу.

Формули для визначення кількості речовини

????m/M;

????V/Vm; Vm ? 22,4 л/моль;

????N/NA; NA ? 6,02·1023 1/моль.

Рівняння Клапейрона-Мендєлєєва

pV = ?RT; R ? 3,14 (Дж/моль·К).

Термохімія

– наука, що вивчає теплові ефекти хімічних реакцій

Термодинамічна система – сукупність речовин, що взаємодіють, яка мислено
або фактично відокремлена від навколишнього середовища

Фаза – однорідна у всіх точках за складом і властивостями частина
системи, яка відокремлена від інших частин системи поверхнею розділу фаз

За фазовим складом системи класифікують на гомогенні (однорідні) і
гетерогенні (неоднорідні).

Прикладом гомогенних систем можуть бути: суміш газів, рідкий розчин,
індивідуальний кристал.

Прикладом гетерогенних можуть бути системи: газ-рідина, газ-кристал,
рідина-кристал, тощо.

Термохімічні рівняння реакцій – рівняння в яких вказано агрегатний стан
реагуючих речовин і тепловий ефект

Наприклад:

2H2(г) + O2(г) = 2H2O(р) + Qp;

2H2(г) + O2(г) = 2H2O(р); ?H.

Qp – тепловий ефект процесу при постійному тиску.

?H – ентальпія; ?H = – Qp.

Екзотермічні реакції – реакції, що протікають з виділенням теплоти Qp>0;

Ендотермічні реакції – реакції, що протікають з поглинанням теплоти
QpКінетика хімічних реакцій - наука, що вивчає закономірності перебігу хімічних реакцій у часі Швидкість хімічної реакції - зміна кількості реагуючої речовини за одиницю часу в одиниці реакційного простору. В хімічній кінетиці розрізняють істину (миттєву) швидкість реакції - V = ± d?/d?; при постійному об'ємі V = const, V = ± dC/d?, де C = ??V і середню швидкість реакції V = ± ??/??. Основний постулат хімічної кінетики ("закон діючих мас") - швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин у ступенях, що дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам. Для елементарної гомогенної реакції: аА + bВ = ... V = k·[A]a·[B]b, де k - константа швидкості хімічної реакції; залежить від температури і природи реагуючих речовин. Рівняння Вант-Гоффа: Vt2 = Vt1·??t/10, де Vt2 і Vt1 - швидкості реакції при температурах t2 і t1; ?t =  t2 - t1; ??- температурний коефіцієнт швидкості хімічної реакції. Хімічна рівновага Зворотні і незворотні хімічні реакції Зворотними називають реакції, після перебігу яких вихідні речовини повністю не витрачаються. Незворотними називають реакції, після перебігу яких хоча б одна з вихідних речовин витрачається повністю. Закон діючих мас для системи у стані хімічної рівноваги - добуток концентрацій продуктів реакції розділений на добуток концентрацій вихідних речовин у ступенях, що дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам, при даній температурі є величиною постійною. Для елементарної гомогенної реакції: аА + bВ = сС + dD KС = [A]a·[B]b/([A]a·[B]b), де KС - константа хімічної рівноваги, залежить від температури і природи реагуючих речовин. Принцип Ле-Шательє -  якщо система, що знаходиться у стані хімічної рівноваги, піддається зовнішній дії, то стан рівноваги змінюється таким чином, що дана дія зменшується. Дисперсні системи і розчини Дисперсною називають систему, в якій одна або декілька речовин подрібнені і розподілені в іншій речовині Дисперсна фаза - речовина, що утворює дискретну частину дисперсної системи Дисперсійне середовище - речовина, що утворює суцільну частину дисперсної системи Класифікація дисперсних систем за розміром частинок дисперсної фази r > 100 нм – грубодисперсні системи (механічні суміші);

1 Гідроліз солей - реакція обмінної взаємодії солі з водою, зворотна реакції нейтралізації Типи реакцій гідролізу Частковий гідроліз - реакція обмінної взаємодії солі з водою є зворотною Солі утворені слабкою основою і сильною кислотою: 1. Mg2+ + H2O = MgOH+ + H+;    2MgSO4 + 2H2O =(MgOH)2SO4 + H2SO4; 2. MgOH+ + H2O = Mg(OH)2 + H+;    (MgOH)2SO4 + 2H2O = 2Mg(OH)2 + H2SO4. Характер водного середовища - кислий Солі утворені сильною основою і слабкою кислотою: 1. СO32? + H2O = HСO3????????     Na2СO3 + H2O = NaHСO3????NaOH; 2. HСO3? + H2O = H2СO3???????     NaHСO3 + H2O = H2СO3?? NaOH. Характер водного середовища - лужний Повний гідроліз - реакція обмінної взаємодії солі з водою є практично незворотною Повному гідролізу піддаються солі, що утворені слабкою основою і слабкою кислотою, якщо в результаті реакції утворюються нерозчинні речовини і (або) гази Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S Окисно-відновні реакції (ОВР) - реакції, при протіканні яких відбувається передача електронів від одних частинок до інших Окисник (Ox) - частинка, що приймає електрони Відновник (Red) - частинка, що віддає електрони Класифікація окисно-відновних реакцій * Міжмолекулярні - реакції, в яких елемент окисник і елемент відновник входять до складу різних молекул * Внутрішньомолекулярні - реакції, в яких елемент окисник і елемент відновник входять до однієї і тієї ж молекули * Реакції дисмутації - один і той же елемент відіграє і роль окисника, і роль відновника Метод електронного балансу - метод підбору коефіцієнтів  в рівняннях ОВР Метод електронного балансу полягає у послідовному виконанні певних операцій, які розглянемо на конкретному прикладі Приклад Підібрати коефіцієнти в рівнянні окисно-відновної реакції: KMnO4 + NaCl + H2SO4 = MnSO4 + Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O 1. Визначити елемент-окисник і елемент-відновник, їх продукти і скласти схему електронного балансу KMn+7O4 + NaCl? + H2SO4 = Mn+2SO4 + Cl02 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O    Ox                  Red Mn+7+ 5? = Mn+2 Cl????? = Cl0 1 5 2 10 Коефіцієнти в схемі електронного балансу називають основними Якщо основні коефіцієнти мають цілий спільний множник, то їх скорочують Якщо при підстановці основних коефіцієнтів виникає дрібний коефіцієнт, то їх подвоюють В даному випадку є необхідність подвоєння основних коефіцієнтів, щоб уникнути дрібного коефіцієнту при Cl2 2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O 2. Підібрати коефіцієнти до кислотних і основних залишків 2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + H2O 3. Підібрати коефіцієнт до Гідрогену 2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8H2O Термічна стабільність неорганічних солей Карбонати * середні карбонати лужних металів * кислі карбонати лужних металів * середні карбонати металів, що утворюють термічно стабільні оксиди * кислі і основні карбонати металів, що утворюють термічно стабільні оксиди * карбонати металів, що утворюють термічно нестабільні оксиди Нітрати * нітрати лужних металів * нітрати металів, що утворюють термічно стабільні оксиди * нітрати металів, що утворюють термічно нестабільні оксиди Фосфати * гідроортофосфати лужних металів * дигідроортофосфати лужних металів Солі амонію * біхромат амонію * нітрит амонію * нітрат амонію * хлорид амонію Швидкість хімічних реакцій і хімічна рівновага Дослід 1. Залежність швидкості реакції від концентрацій реагуючих речовин Необхідні прилади і реактиви: штатив з пробірками, бюретки з лійками, розчини Na2S2O3, H2SO4, дистильована вода, секундомір. Експериментальна частина В даному експерименті вивчається залежність швидкості реакції: Na2S2O3 + H2SO4 ?  Na2SO4 + H2SO3 + S? від концентрації тіосульфату натрію Na2S2O3. Реакція супроводжується утворенням білої суспензії сірки. Необхідно провести не менше трьох дослідів при постійній температурі, в яких концентрацію тіосульфату натрію змінюють шляхом розбавлення вихідний розчину цієї речовини водою, а концентрацію сірчаної кислоти залишають постійною. Суспензія сірки стає помітною для ока спостерігача після накопичення за якийсь час ?? певної її концентрації ?с. Хоча ця концентрація невідома, вона постійна від досліду до досліду, якщо спостерігач фіксує час від початку реакції (зливання розчинів) до моменту, коли він помічає однаковий ступінь "помутніння" розчину. Тому середня початкова швидкість реакції зворотно пропорційна цьому часу ??: V = ?с/?? = const/??, де const при розрахунках зручно прийняти рівною 100. Досліди проводяться так. Шість пробірок заповнюють розчинами вихідних речовин. Три з них – розчинами Na2S2O3 (у першу і другу пробірки додають воду так, щоб загальний об?єм розчинів становив 7,5 мл), і три – розчином сірчаної кислоти однієї і тієї ж концентрації. Необхідні об'єми розчинів вказані в таблиці Відповідно до таблиці в кожному досліді об'єм розчину сірчаної кислоти є постійним.  Оскільки сумарний об'єм реакційної суміші у всіх дослідах однаковий (10 мл), то при розрахунках замість концентрації с можна брати пропорційну їй величину - об?єм розчину Na2S2O3. Розчин Na2S2O3 додають до розчину H2SO4 обережно перемішують і зразу ж починають відрахування часу за секундоміром. Час перебігу реакції (??) в секундах записують у таблицю .   Обробка результатів досліду Визначити і внести до таблиці значення lgV. За результатами досліду встановити характер залежності швидкості реакції від концентрації тіосульфату натрію і визначити порядок реакції за тіосульфатом натрію. а) Встановлення характеру залежності швидкості реакції від концентрації тіосульфату натрію. Побудувати графік залежності швидкості реакції V від концентрації Na2S2O3. Зробити висновок про характер залежності швидкості цієї реакції від концентрації Na2S2O3. б) Визначення порядку реакції за тіосульфатом натрію. Кінетичне рівняння реакції можна записати у вигляді: V = k?cа(Na2S2O3)?сb(H2SO4), де а і b – порядки реакції за Na2S2O3 і H2SO4. Оскільки концентрація сірчаної кислоти є однаковою у серії дослідів, то дане рівняння можна переписати у наступному виді: V = k?? ca(Na2S2O3),  де k? = k? cb(H2SO4). З метою зображення залежності між V і с(Na2S2O3) у вигляді лінійної функції, використовують метод лінеаризації. Лінеаризація досягається логарифмуванням рівняння: lgV = lgk?  +  a lg c(Na2S2O3). Залежність у координатах lgV – lgc(Na2S2O3) зображається прямою лінією з тангенсом кута нахилу прямої чисельно рівним порядку реакції a за речовиною Na2S2O3. Побудувати графік залежності логарифму швидкості реакції lgV від логарифму концентрації тіосульфату натрію. З нахилу графіка визначити порядок реакції за тіосульфатом натрію. Дослід 2. Зміщення хімічної рівноваги Необхідні прилади і реактиви: штатив з пробірками, розчини KCNS, FeCI3, кристалічний KCl. Експериментальна частина В даному експерименті вивчають зворотну реакцію між розчинами хлориду заліза (III) і роданіду калію KCNS. Роданід заліза(III) Fe(CNS)3 забарвлює розчин в червоний колір. На основі зміни інтенсивності забарвлення розчину можна робити висновок про зміну концентрації Fe(CNS)3 і про зміщення рівноваги в той чи інший бік. В пробірку внесіть по чотири краплі розчинів FeCI3 і KCNS. При змішуванні розчинів спостерігається червоне забарвлення. До отриманої суміші приблизно до половини пробірки додають дистильовану воду. Розчин перемішують і розділяють на чотири пробірки. До однієї з них додають чотири краплі розчину FeCI3, до другої – чотири краплі розчину KCNS, до третьої – декілька шпателів кристалічного  KCI. При цьому у всіх випадках відбувається зміна інтенсивності забарвлення розчинів, що легко помітити, порівнюючи з забарвленням розчину у четвертій пробірці. Після закінчення дослідів відмічають зміну інтенсивності забарвлення у кожному випадку. Запишіть рівняння реакції між FeCI3 і KCNS і вираз константи рівноваги цієї реакції. У якому напрямку зміщується рівновага і як змінюється концентрація кожного компонента у випадку додавання кожної із речовин: а) FeCI3; б) KCNS; в) KCI? Дайте пояснення цьому явищу з точки зору принципу Ле-Шательє. Чи впливає зміна тиску на зміщення рівноваги в даній системі? Розчини електролітів Необхідні прилади і реактиви: штатив з пробірками, розчини Ba(NO3)2, K2SO4, Na2SO4, ZnSO4, CuSO4, H2SO4, NaOH, NH4OH, СН3СООН, PbI2, KJ; індикатори: фенолфталеїн, метилоранж, кристалічні  NH4Cl, СН3СООNa Дослід 1. Реакції обміну в розчинах електролітів З наявних реактивів виберіть необхідні для отримання осаду сульфату Барію. Виконайте відповідні досліди (запропонуйте не менше трьох реакцій). До кристалів хлориду амонію додайте концентрований розчин лугу. Який газ виділяється? Складіть рівняння реакцій в молекулярному і молекулярно-іонному вигляді. У якому напрямку перебігають реакції обміну в розчинах?   Дослід 2. Зміщення іонних рівноваг У пробірку з розчином гідроксиду амонію додайте 2-3 краплі фенолфталеїну (яке забарвлення з?являється і яке середовище в розчині?), потім кристали хлориду амонію. Як змінюється інтенсивність забарвлення? Чому? У якому напрямку зміщується рівновага реакції дисоціації гідроксиду амонію? Чому? Додаванням якої солі можна зменшити ступінь дисоціації оцтової кислоти СН3СООН? Знайдіть цю речовину серед реактивів. У розчин СН3СООН додайте 2-3 краплі метилоранжу. Яке забарвлення з?являється? Яке середовище в розчині?  Потім додайте кристали знайденої солі. Як змінюється забарвлення розчину? Чому? У якому напрямку зміщується рівновага реакції дисоціації СН3СООН? Чому? Зробіть висновок про вплив однойменних іонів на ступінь дисоціації слабких електролітів.   Дослід 3. Вплив однойменних іонів на зміщення гетерогенної рівноваги малорозчинного електроліту До насиченого розчину PbI2 додайте 2-3 краплі розчину йодиду Калію KJ. Яка речовина випадає в осад? У якому напрямку зміщується рівновага дисоціації PbI2 після додавання KJ? Чому? Як впливає на розчинність малорозчинної речовини додавання в розчин однойменних іонів? Гідроліз солей Необхідні прилади і реактиви: штатив з пробірками, розчини: Ba(NO3)2, K2SO4, Na2SO4, ZnSO4, CuSO4, HCl, Zn(NO3)2, ZnCl2, AlCl3, Al2(SO4)3, Na2CO3, K2S, K2CO3, NaCl, SbCl3; індикатори: фенолфталеїн, метилоранж, лакмус. Дослід 1. Дослідження реакцій розчинів солей В окремі пробірки налийте по 1 мл наявних у лабораторії розчинів солей, утворених: а) сильною кислотою і слабкою основою; б) слабкою кислотою і сильною основою; в)сильною кислотою і сильною основою. У кожну з пробірок додайте по 2-3 краплі індикатора (лакмусу або метилоранжу), щоб визначити реакцію середовища. Поясніть, чому середовище у взятих розчинах солей різне? Складіть рівняння гідролізу у молекулярному і іонно-молекулярному вигляді. Яка сіль не піддається гідролізу?   Дослід 2. Повний гідроліз. Виберіть розчини двох солей, при зливанні яких повинна утворитися сіль, що піддається повному гідролізу. Злийте їх. Що спостерігається? Яка речовина в осаді? Складіть рівняння реакцій між взятими розчинами солей у молекулярному і іонно-молекулярному вигляді.   Дослід 3. Зміщення процесу гідролізу Налийте в пробірку близько 1 мл розчину хлориду Сурми SbCI3 і додавайте до нього по краплях дистильовану воду до появи суспензії білого кольору. Напишіть рівняння гідролізу взятої солі в молекулярному  та іонно-молекулярному вигляді. Подумайте, яку речовину треба додати в пробірку, щоб змістити вліво рівновагу гідролізу? Додайте цю речовину. Що спостерігається? Поясніть явища, що відбуваються, на основі принципу Ле-Шательє. Окисно-відновні реакції Необхідні прилади і реактиви: штатив з пробірками, розчини K2Cr2O7, KMnO4, H2SO2, KI, KBr, Na2SO3, NaNO2. Дослід 1. Окисні властивості дихромату Калію У пробірку з 5-7 краплями K2Cr2O7 додайте декілька крапель Н2SO4  і обраного вами відновника з даних реактивів. За якими ознаками можна переконатися в протіканні окисно-відновної реакції? Складіть повне рівняння реакції і підберіть коефіцієнти.   Дослід 2. Окисно-відновні властивості нітритів У двох пробірках приготуйте суміш з 3?5 крапель розчину NaNO2  і 1?2 крапель розчину H2SO4. В одну з пробірок додайте 2?3 краплі розчину KI, а в іншу ? розчину KMnО4. Переконайтеся, що обидві реакції протікають, запишіть свої спостереження. Складіть рівняння відповідних реакцій: NaNO2 + H2SO4 + KMnO4 ? NaNO3 + ... NaNO2 + H2SO4 + KI ? NO + ... Поясніть, чому NaNO2 може виступати як в ролі окисника, так і в ролі  відновника? Хiмiчнi властивості металів Необхідні прилади і реактиви: штатив з пробірками, розчини H2SO4, HNO3 (розведені і концентровані), КОН  (концентрований), стружка  Cu, Zn, гранули або порошок Al. Дослід 1. Дія сульфатної (сірчаної) кислоти на метали В одну з двох пробірок помістіть шматочок міді, в іншу – шматочок цинку і долийте по 1 мл розведеної сульфатної (сірчаної) кислоти. Пробірки з реагентами нагрійте на спиртівці.  Подібний дослід виконайте з концентрованою сірчаною кислотою. Визначте можливі продукти відновлення розведеної і концентрованої сірчаної кислоти. Що спостерігається? Складіть рівняння реакцій і підберіть коефіцієнти.   Дослід 2. Дія нітратної (азотної) кислоти на метали Методика проведення досліду аналогічна наведеній у досліді 1. Визначте можливі продукти відновлення нітратної кислоти. Складіть рівняння реакцій, підберіть коефіцієнти.   Дослід 3.  Дія розчину лугу на метали У пробірку помістіть 1-2 мікрошпателя порошку або 1 гранулу алюмінію  і долийте 1 мл концентрованого розчину лугу. Спостерігайте бурхливе виділення газу. Напишіть рівняння реакцій, що відбуваються, і відзначте роль лугу в цьому процесі. Хімічні властивості Хрому Необхідні прилади і реактиви: штатив з пробірками, розчини: Cr2(SO4)3, NaOH, (КОН) H2SO4, Na2CO3, бромна вода. Дослід 1. Одержання і властивості гідроксиду Хрому(III) Виходячи з наявних реактивів, отримайте невелику кількість Cr(OH)3. Складіть рівняння відповідної реакції у молекулярному і іонно-молекулярному вигляді, вкажіть, колір осаду, що утворюється. Дослідіть відношення Cr(OH)3 до дії лугів (NaOH або KOH) і кислот (H2SO4). Складіть рівняння відповідних реакцій у молекулярному і іонно-молекулярному вигляді. Лужний розчин Cr(OH)3 залиште для досліду 3.   Дослід 2. Гідроліз солей Хрому(III) До невеликої кількості розчину солі Хрому(III) (декілька крапель) додайте таку ж кількість розчину карбонату Натрію. Поясніть, чому спостерігається утворення осаду. Складіть рівняння відповідних реакцій у молекулярному і іонно-молекулярному вигляді.   Дослід 3. Відновні властивості сполук Хрому(III) До розчину гідроксохромату(III), який було отримано у досліді 1, додайте декілька крапель бромної води, суміш підігрійте. Як і чому змінюється забарвлення розчину? Складіть рівняння відповідної реакції.   Дослід 4. Рівновага в розчинах хроматів і біхроматів Проведіть взаємне перетворення хромату в біхромат в кислому і лужному середовищі. Складіть рівняння відповідних реакцій у молекулярному і іонно-молекулярному вигляді. Вкажіть, як змінюється забарвлення розчинів при взаємних переходах хромат - біхромат. Сімейство Феруму Необхідні прилади і реактиви: штатив з пробірками, розчини NaOH, H2SO4, FeSO4, FeCl3, CoCl2, NiSO4, KMnО4, KI. Дослід 1. Окисно-відновні властивості гідроксидів Fe(II), Co(II), Ni (II). Виходячи з наявних реактивів, отримайте невелику кількість Fe(OH)2, Co(OH)2 і Ni(OH)2. Укажіть колір осадів у момент виділення. Як змінюється колір осадів з часом? Складіть рівняння відповідних реакцій і вкажіть, як змінюються окисно-відновні властивості по ряду Fe(OH)2, Co(OH)2,  Ni(OH)2.   Дослід 2. Відновні властивості іонів Fe2+. Помістіть у пробірку кілька крапель розчинів KMnО4 і H2SO4. Додайте до отриманого розчину кілька кристалів залізного купоросу. Як змінюється забарвлення розчину? Напишіть рівняння відповідної реакції.   Дослід 3. Окисні властивості іонів Fe3+. У пробірку з декількома краплями розчину FeCl3 додайте декілька крапель розчину KI. Що спостерігається? Складіть рівняння відповідної реакції. Хімічні властивості Мангану Необхідні прилади і реактиви: штатив з пробірками, розчини NaOH, H2SO4, Na2SO3, KMnО4, KBr бромна вода. Дослід 1. Отримання і властивості гідроксиду Мангану(II) Отримайте невелику кількість Mn(OH)2, відзначте колір осаду. Складіть рівняння відповідної реакції в іонно-молекулярному і молекулярному вигляді. Отриманий осад розділіть на дві частини у пробірки. Вміст однієї пробірки перемішайте. В другу пробірку додайте 4 - 5 крапель розчину гідроксиду натрію і 2 краплі бромної води. Як змінився колір осаду в пробірках? Поясніть явища, що спостерігаються, і складіть рівняння відповідних реакцій. Зробіть висновок про окисно-відновні властивості гідроксиду Мангану(II).   Дослід 2. Вплив рН на окисно-властивості перманганату Калію а) До 2-3 мл нейтрального розчину перманганату Калію додайте розчин броміду Калію. Поясніть, чому не спостерігається виділення вільного брому. б) У три пробірки налийте по 3-5 капель розчину KMnO4. У першу пробірку додайте 2-3 краплі розчину сірчаної кислоти, у другу - 2-5 крапель розчину гідроксиду Натрію. Потім додайте в кожну пробірку кілька кристаликів сухої солі Na2SO3. Як змінюється забарвлення розчинів у кожній пробірці? Складіть рівняння відповідних реакцій. Зробіть висновок про вплив характеру водного середовища на окисні властивості перманганату Калію. Хімічні властивості Купруму Необхідні прилади і реактиви: штатив з пробірками, розчини NaOH, H2SO4, CuSO4, NH4OH, Na2S, KI Дослід 1. Отримання і властивості гідроксиду Купруму(II) Виходячи з наявних реактивів, отримайте невелику кількість Cu(OH)2. Дослідіть відношення гідроксиду міді (II) до розчинів NaOH(розб.), NaOH(конц.), H2SO4 і NH4OH. Складіть рівняння відповідних реакцій у молекулярному і іонно-молекулярному вигляді. Вкажіть зміну забарвлення і поясніть явища, що спостерігаються.   Дослід 2. Отримання і властивості аміачного комплексу Купруму(II) З наявних реактивів отримайте аміачний комплекс міді (II). Приведіть рівняння відповідних реакцій у молекулярному і іонно-молекулярному вигляді. Розділіть отриманий розчин на дві частини. До однієї частини додайте розчин NaOH, а до іншої – розчин Na2S. У якому випадку утворюється осад?   Дослід 3. Взаємодія солей Купруму(II) з йодидом Калію До розчину сульфату міді додайте розчин йодиду Калію. Відзначте колір осаду, що випав. Складіть рівняння відповідної хімічної реакції в молекулярному і іонно-молекулярному вигляді.

Нашли опечатку? Выделите и нажмите CTRL+Enter

Похожие документы
Обсуждение

Оставить комментарий

avatar
  Подписаться  
Уведомление о
Заказать реферат!
UkrReferat.com. Всі права захищені. 2000-2019