Міністерство освіти і науки України

Одеська державна академія холоду

Ю.П.Чухрій, В.Г. Щербакова

ХІМІЯ

Посібник до практичних занять

Частина 2

Одеса - 2011

Чухрій ю.П., Щербакова в.Г. Хімія.: Посібник до практичних занять. Частина 2. Одеська державна академія холоду, 2011. - 91 .

Метою курсу «Хімія» є вивчення основних закономірностей загальної хімії, особливостей фазового стану речовин, хімічної термодинаміки, термохімії і хімічної кінетики, властивостей елементів та основних сполук, знаходження цих речовин у природі, шляхи їх отримання та галузі використання, характеристики речовин, які визначають їх вплив на навколишнє середовище та людину. Курс, як один із базових, сприяє формуванню уявлень цілісної наукової картини світу.

Посібник призначений до практичних занять студентів денної форми навчання напрямів підготовки 050604 «Енергомашинобудування» і

050202 «Автоматизація та комп'ютерно-інтегровані технології»

Завідувач кафедри хімії,

охорони навколишнього

середовищата раціонального

природокористування,

д.х.н., проф. А.Л. Цикало

Голова науково-методичної

комісії з напряму підготовки

«Енергомашинобудування»,

к.т.н., доц. В.О. Буданов

© ОДАХ

ЗМІСТ

1. ХІМІЧНА РІВНОВАГА………………………………………………..4

1.1. Оборотність хімічних реакцій

1.2. Хімічна рівновага

1.3. Константа хімічної рівноваги

1.4. Розрахунки концентрацій рівноважних систем

1.5. Порушення хімічної рівноваги

2. КОНЦЕНТРАЦІЯ РОЗЧИНЕНОЇ РЕЧОВИНИ……………………15

3. ІОННО-МОЛЕКУЛЯРНІ (ІОННІ) РЕАКЦІЇ ОБМІНУ……………23

3.1. Визначення поняття йонних реакцій

3.2. Напрям протікання йонних реакцій

3.3. Складання рівнянь йонних реакцій

3.4. Скорочене йонне рівняння

4. ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК…………………………………………...32

5. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ……………………………………………………36

5.1. Визначення поняття

5.2. Складання рівнянь гідролізу

5.3. Основні випадки гідролізу

5.4. Ступінчастий гідроліз

5.5. Рівновага гідролізу

5.6. Необоротний гідроліз

6. ОКИСНО – ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ…………………………………..52

6.1. Теорія ОВР

6.2. Ступінь окиснення

6.3. Класифікація ОВР

6.4. Складання рівнянь ОВР

6.4.1. Метод електронного балансу

6.5. Еквіваленти окисників і відновників

6.6. Окисно – відновна двоїстстість

6.7. Пероксид гідрогену

6.8. Напрям протікання ОВР

7. ЕЛЕКТРОХІМІЯ……………………………………………………77

7.1. Електрохімічні процеси

7.2. Окисно-відновні потенціали

7.3. Вимірювання електродних потенціалів

7.4. Гальванічний елемент

7.5. Порівняння закономірностей електрохімічних процесів

ЛІТЕРАТУРА………………………………………………………….90

1. Хімічна рівновага

1.1. Оборотність хімічних реакцій

Якщо під час хімічної взаємодії хоча б одна з речовин витрачається повністю, реакція наз. необоротною. тобто такою, яка відбувється до кінця. Фактори необоротності:

• утворення слабкорозчинної твердої речовини, осаду (↓);

• утворення слабкорозчинної газуватої речовини (↑);

• утворення слабкого електроліту;

• виділення значної кількості енергії.

Однак переважна більшість хімічних реакцій є оборотними, не відбувається до кінця тому, що продукти реакції, які утворюються під час реакції, здатні взаємодіяти між собою у зворотній реакції :

• пряма реакція: mA + nB → pC + qD (→)

• зворотна реакція: pC + qD → mA + nB (←)

Оборотні реакції записують у вигляді об’єднанного хімічного рівняння

mA + nB ⇄ pC + qD

Теорія оборотності хімічних процесів – це узагальнення, тому необоротні хімічні процеси розглядаються, як окремий випадок:

• зворотна реакція (←) перебігає у незначному ступені і її можна не брати до уваги;

• відбувається повне зміщення рівноваги у напрямі будь-якої з двох супряжених реакцій.