КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ: |
|
|
|
1. Исходя из значений |
Но реакций: |
|
|
MgO k + 2H+aq = Mg2+aq + H2O ж, |
Но1 |
= -145,6 кДж |
|
Н2О ж = Н+aq + OH-aq |
|
ΔHo2 |
= 57,5 кДж, |
вычислите значение |
Но3 для |
реакции растворения оксида |
|
магния в воде: |
|
|
|
MgOk + H2Oж = Mg2+aq + 2OH-aq , |
ΔHo3 |
|
|
Cокращение «aq» обозначает разбавленный водный раствор.
2. Используя значения стандартных энтальпий образования СО2 и MgO, равных соответственно -393,5 и -601,8 кДж/моль, вычислите Но реакции: 2Mgk + CO2 г = 2MgOk + Cт
3. Вычислите стандартное изменение энтальпии реакции:
Ст + 2Н2 г + ½ О2 г = СН3ОНж, если стандартные энтальпии сгорания С, Н2 и СН3ОН равны соответственно -395, -286, - 712 кДж/моль.
ЛИТЕРАТУРА:
1. С.16-21; 2. С. 17-22; 4. С. 51-56; 5. С. 6-14; 6. С. 73-84.
16
РАБОТА 4. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Изучение скорости химической реакции и влияния различных факторов (температуры, катализатора, концентрации реагирующих веществ) необходимо для понимания протекания биохимических процессов в организме. Основная задача химической кинетики – управление химическим процессом, направленное влияние на его скорость.
ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:
Научиться устанавливать закономерности влияния на скорость химической реакции концентрации реагирующих веществ и температуры. Научиться экспериментально определять относительную скорость реакции.
ЗАДАНИЕ:
Выполните два лабораторных опыта. Составьте отчет по теме.
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:
ОПЫТ 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
В пять пробирок налейте из бюретки 0,1 М раствор Na2S2O3, 1, 2, 3, 4, 5 мл и добавьте соответственно 4, 3, 2, 1, 0 мл воды (в сумме в одной пробирке 5 мл). В другие пять пробирок налейте по 5 мл 1 М раствор H2SO4. Вылейте в стакан 5 мл H2SO4 и прилейте Na2S2O3 из одной пробирки. Отсчитайте время в секундах от момента сливания растворов до начала появления помутнения (выпадения серы). Такой опыт проделайте для всех пяти растворов Na2S2O3.
|
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 4 |
||
№ |
VNa S O |
, |
VH O , |
VH SO |
, |
Время |
Относит. |
|
||
пробирк |
2 |
2 |
3 |
2 |
2 |
4 |
τ, с |
скорость, |
|
|
|
|
|
|
|
||||||
и |
мл |
|
мл |
мл |
|
|
1/τ, с |
-1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
1 |
1 |
|
|
4 |
5 |
|
|
|
|
|
2 |
2 |
|
|
3 |
5 |
|
|
|
|
|
3 |
3 |
|
|
2 |
5 |
|
|
|
|
|
4 |
4 |
|
|
1 |
5 |
|
|
|
|
|
5 |
5 |
|
|
0 |
5 |
|
|
|
|
|
ВЫВОДЫ:
1. На основании полученных результатов постройте график зависимости условной скорости реакции от концентрации.
17
2.Сделайте вывод о порядке исследуемой реакции в целом; запишите суммарные уравнения реакции и ее стадии; покажите, какой стадией определяется скорость суммарного процесса.
3.Сделайте вывод о результате, полученном на практике.
ОПЫТ 2. Зависимость скорости реакции от температуры
В две пробирки налейте по 5 мл 0,1 М раствора Na2S2O3, в
другие две пробирки – по 5 мл 1 М серной кислоты. Одну пару пробирок с H2SO4 и Na2S2O3 поместите в стакан с водой при температуре 30оС, другую пару пробирок – в стакан с водой при температуре 40оС на 10 минут. Слейте в пустой стаканчик пару пробирок с H2SO4 и Na2S2O3 и отсчитайте время до появления мути.
То же сделайте с другой парой. В этом опыте учтите результат предыдущего опыта при сливании 5 мл H2SO4 и 5 мл Na2S2O3 при комнатной температуре.
|
|
|
Таблица 5 |
|
№ пп |
t, оС |
Время помутнения τ, с |
Относит. скорость 1/τ, с-1 |
|
1 |
20 |
|
|
|
2 |
30 |
|
|
|
3 |
40 |
|
|
|
ВЫВОДЫ:
1.Постройте график зависимости условной скорости от температуры.
2.Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость.
3.Рассчитайте температурный коэффициент реакции по правилу Вант-Гоффа.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:
1.Что называется скоростью химической реакции? Математическое выражение скорости гомогенных и гетерогенных реакций.
2.От каких факторов зависит скорость химических реакций?
3.Классификация сложных химических реакций.
4.Закон действующих масс.
5.Молекулярность реакции.
6.Порядок реакции.
7.Как влияет температура на скорость химической реакции? Правило Вант-Гоффа.
18
8.Теория активации, уравнение Аррениуса.
9.Определите молекулярность и порядок прямой и обратной реакций:
ВаСО3 к ↔ ВаО к + СО2 г.
10.Во сколько раз изменится скорость реакции разложения
оксида серы (VI): 2SO3 г ↔ 2SO2 г + СО2 г при уменьшении объема в три раза?
ЛИТЕРАТУРА:
1. С. 396-405; 2. С. 57-58; 3. С. 101-115; 4. С. 59-60, 65-67; 5. С. 32-36; 6. С. 97-106.
19
РАБОТА 5. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Тема «Химическое равновесие» логически связана с изучением медико-биологических дисциплин: нормальной физиологии, пат.анатомии, эпидемиологии и др. Ее изучение необходимо для понимания сущности равновесных процессов метаболизма. Например, обмен О2 и СО2 между кровью и тканями – равновесные процессы, характеризующиеся определенными константами равновесия (Кр). Изменение парциального давления газов приводит к смещению химических равновесий метаболических процессов. Резкое смещение химических равновесий может вызвать смерть. Например, это может произойти, если больному эмфиземой легких ввести кислород с высокой скоростью.
ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:
Научиться применять закон действующих масс при расчете равновесных концентраций веществ по значениям констант равновесия обратимых химических реакций; определять направление смещения химического равновесия при изменении условий (С, Т, Р).
ЗАДАНИЕ:
Выполните три лабораторных опыта и составьте отчет по теме.
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:
Опыт 1. Влияние температуры на химическое равновесие
Выполнение: Для проведения опыта берут два сообщающихся сосуда, заполненных смесью газов NO2 и N2O4. При комнатной температуре протекает обратимая реакция:
2NO2 г ↔ N2O4 г
бурый бесцветный
Один сосуд опускают в кристаллизатор с горячей водой, другой
– в кристаллизатор со льдом или снегом. Наблюдают изменение цвета газовой смеси в сосудах.
ВЫВОДЫ:
1.Запишите, какие наблюдения сделаны в опыте.
2.В какую сторону сдвинулось равновесие в системе при нагревании, при охлаждении?
20