- •Классы неорганических соединений
- •1. Классификация простых веществ.
- •2. Классификация сложных веществ.
- •Химические свойства оксидов
- •2. Гидроксиды
- •А. Кислоты
- •Химические свойства кислот
- •В. Основания
- •Химические свойства оснований
- •С. Амфотерные основания
- •Химические свойства амфотерных оснований
- •Способы получения кислых солей и перевод их в средние
- •Способы получения основных солей и перевод их в средние
- •Экспериментальная часть Опыт 1. Свойства основных и кислотных оксидов
- •Опыт 2. Свойства оснований и кислот.
- •Опыт 3. Способы получения солей
- •Вопросы для самоконтроля
- •Лабораторная работа №2 Тепловые эффекты растворения веществ.
- •Определение энтальпии растворения соли (кислоты или основания).
- •Лабораторная работа № 3 Определение скорости химической реакции
- •Экспериментальная часть Опыт 1. Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.
- •Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции
- •Опыт 3. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе
- •Вопросы для самоконтроля
- •Лабораторная работа №4 Определение константы химического равновесия и равновесных концентраций.
- •Экспериментальная часть Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия
- •Результаты опыта №1
- •Опыт 2. Влияние температуры на состояние химического равновесия
- •Вопросы для самоконтроля
- •Лабораторная работа № 5 Растворы электролитов.
- •Лабораторная работа №6 Электрохимические процессы.
- •I. Гальванические элементы и коррозия металлов.
- •1.Понятие об электродном потенциале.
- •2. Стандартные электродные потенциалы металлов. Ряд напряжений.
- •II. Процессы электролиза.
- •Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа №7 Химические свойства металлов
- •Порядок выполнения работы
Лабораторная работа № 3 Определение скорости химической реакции
Химические реакции протекают с различными скоростями. Скорость и механизм химических превращений изучает особый раздел химии - химическая кинетика. Знание законов химической кинетики имеет большое научное и практическое значение.
Химические реакции могут протекать в однородных системах, состоящих из одной фазы, и неоднородных, состоящих из нескольких фаз.
Системой в химии принято называть вещество или совокупность веществ, физически ограниченных от внешней среды.
Фаза - однородная часть системы, обладающая на всем протяжении одинаковыми свойствами и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.
Система, состоящая из одной фазы, называется гомогенной (газовая смесь - воздух, смесь воды и спирта).
Реакция, протекающая в такой системе, называется гомогенной.
Система, состоящая из нескольких фаз, называется гетерогенной (вода со льдом).
Реакция, протекающая в такой системе, называется гетерогенной.
В гомогенной системе реакция идет во всем объеме этой системы. Например, при сливании растворов серной кислоты и гидроксида натрия реакция идет во всем объеме раствора:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.
В гетерогенных системах реакция протекает только на поверхности раздела фаз, образующих систему. Например, растворение металла в кислоте протекает на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом реагирующие вещества:
Zn + 2НСl = ZnCl2 + Н2.
В связи с этим скорость гомогенной и гетерогенной реакции определяются различно.
Скорость гетерогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз.
Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.
Если реакции в гомогенной системе протекают при постоянном объеме, то ее скорость может быть определена через изменение концентрации реагирующих веществ за единицу времени.
Для вещества, вступающего в реакцию, это определение может быть выражено уравнением:
n = C / , моль/л * сек
а для образующегося вещества
n = C / , моль/л * сек
где C - изменение концентрации вещества за время , моль/л.
Знаки в правой части этих уравнений различны, так как в ходе реакции концентрации исходных веществ убывают (C < 0), а для образующихся продуктов – возрастают (C > 0).
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализатора.
В тех случаях, когда при протекании реакции необходимо столкновение двух реагирующих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс:
при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.
Например, если реакция протекает по уравнению:
2NOгаз + O2 газ = 2NO2 газ .
то выражение закона действия масс запишется следующим образом:
V= К [NO]2 * [О2],
где V - скорость реакции,
К - константа скорости.
Величина константы скорости К зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и от присутствия катализатора, но не зависит от концентрации веществ.
В случае гетерогенных реакций в уравнении закона действия масс входит концентрация только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно представляет собой постоянную величину и поэтому входит в константу скорости.
Например, для реакции горения угля
C тв + O2 газ = CO2 газ,
закон действия масс пишется так:
V = К * [O2].
Зависимость скорости химической реакции от температуры подчиняется эмпирическому закону Вант-Гоффа:
при повышении температуры на каждые 10С скорость химических реакции, увеличивается примерно в 2-4 раза
,
где - температурный коэффициент скорости реакции, значение которого лежит в пределах 2-4; - скорость реакции при температуре t2 0C; - cкорость реакции при температуре t1 0C.