загрузка...
загрузка...
На головну

Астана 2013 р

Дивіться також:
  1. Астана 2013 р
  2. Астана 2013 р
  3. Астана 2013 р
  4. Астана 2013 р
  5. Астана 2013 р
  6. Астана 2013 р
  7. Астана 2013 р
  8. Астана 2013 р
  9. Астана - столиця суверенної Казахстану (історія і сучасність).
  10. Астана, 2011
  11. Астана, 2011

МЕТОДИЧНІ РЕКОМЕНДАЦІЇ

ДЛЯ ЛАБОРАТОРНО-практичних занять З ХІМІЇ

Тема №2:Енергетика хімічних реакцій. Кінетика хімічних реакцій.

Кількість годин:1

Курс: 1

спеціальність:фармація

укладачі:

доц. Ігенбаева Б. Б.

преп. Карімова А. С.

Астана 2013 р

Тема: Енергетика хімічних реакцій. Кінетика хімічних реакцій.

мета: Сформувати знання про основні термодинамічних характеристиках хімічних процесів - ?Н?, ?S?, ?G?, фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції, хімічну рівновагу і правилах зміщення хімічної рівноваги. Застосовувати знання при визначенні теплових ефектів хімічних реакцій і прогнозуванні напрямку мимовільного протікання процесів, визначенні швидкості хімічної реакції, константи швидкості запропонованої хімічної реакції; прогнозуванні зміщення хімічної рівноваги.

Завдання навчання: Студент повинен знати основні термодинамічні функції, закони, повинен умeть: на основі стандартних термодинамічних понять (дельта Н, дельта S, Т) визначати тепловий ефект реакції, або теплоту утворення речовини, а також робити прогнози про можливість або неможливість протікання реакції, студент повинен знати фактори, що впливають на швидкість хімічних реакцій, хімічна рівновага і умови її зміщення, механізм дії каталізаторів, основні особливості ферментів як біологічних каталізаторів; повинен вміти виводити кінетичні рівняння для гомогенних реакцій, визначати порядок реакції, розраховувати константи хімічної рівноваги і використовувати їх для прогнозування зміщення рівноваги при зміні зовнішніх факторів.

Основи питання теми:

1. Що вивчає термодинаміка?

2. Які термодинамічні поняття і величини ви знаєте?

3. Дайте визначення поняттям: система (відкрита, закрита, ізольована), тепловий ефект реакції, теплота освіти, теплота згоряння, теплота розчинення, теплота нейтралізації

4. Сформулюйте закон Гесса і наслідки з закону

5. Дайте визначення термодинамічних величин: ?U,? Н

6. Сформулюйте 1 початок термодинаміки і поясніть сенс його математичного виразу

7. Ентропія і енергія Гіббса. Дати визначення цих величин

8. Сформулюйте і поясніть математичний вираз II початку термодинаміки. З якої величини можна судити про можливість самовільного протікання процесів

9. Що розуміють під швидкістю хімічної реакції?

10. Які фактори впливають на швидкість хімічної реакції?

11. Якими законами описується залежність швидкості реакції від концентрації, температури?

12. Які величини об'єднує рівняння Арреніуса?

13. Що таке енергія активізації?

14. Який механізм дії каталізаторів?

15. Які реакції називаються оборотними і необоротними?

16. Що показує константа хімічної рівноваги, який ЇЇ фізичний зміст?

17. Як можна порушити хімічну рівновагу, про що свідчить принцип Ле-Шательє?

Методи навчання і викладання: лабораторне заняття № 1 (лабораторні досліди, аналіз і висновки роботи), практичне заняття №2

Лабораторна робота

"Визначення ентальпії реакції нейтралізації"

Всі досліди з визначення ентальпії хімічних реакцій проводяться в калориметрах, які представляють собою посудину, мішалкою і термометром

Виконання роботи.

У склянку калориметра налити відведені мензуркою 50 мл 1 н розчину однієї з кислот (HCI, H2SO4 HNO3). У другій склянку налити 50 мл 1 н розчину лугу і поставити на 3-4 хв для вирівнювання температури. Визначити початкову температуру калориметр, влити через воронку лугу і вимірювати температуру через кожні 30 сек .. При хімічної реакції нейтралізації спочатку температура різко зростає головний період, потім відбувається вирівнювання температури розчину і навколишнього середовища заключний період. Після встановлення постійної температури досвід закінчити.

Отримані дані занести в таблицю:

 Час, хв.        
 t? до        
 ? t? до        

На підставі експериментальних даних викреслити графік зміни температури від часу в ході калометріческіх змін. На графіку знайти Dt00 (Зміна температури).

Розрахуйте за рівнянням. (1) кількість теплоти, що виділилася в калориметр при нейтралізації; Q = D (c1m1+ c2m2) (1)

де c1теплоємність скла; m1-маса скла.

C2теплоємність рідини; m2- Реакційна маса.

Через малу величину теплоємності калориметра c1m1= 0, а питома теплоємність для води дорівнює 4,2 кДж / КГК = (з2m2).

Розраховуємо кількість теплоти для скляної посудини з рівняння: q = Dt ? m2? c2. Етоо кількість теплоти відноситься до нейтралізації 0,05 моль кислоти в кДж | моль; DН0нейтр= Q | 0,05кДж \ моль.

Середнє значення всіх змін порівняти з табличним значенням ентальпії нейтралізації рівні -57,22кДж при утворенні 1 моль Н2О.

Контрольні питання до лабораторної роботи.

1. Які реакції називаються реакціями нейтралізації?

2. Які реакції називаються реакціями нейтралізації?

3. Від яких факторів залежить теплота реакції нейтралізації?

4. Енергія виділяється або поглинається в реакціях нейтралізації?

5. Чому ентальпія нейтралізації слабких кислот і підстав залежить від природи реагуючих речовин

Лабораторна робота

1. Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість хімічної реакції

Реакція між тіосульфатом натрію і сірчаної кислотою може бути виражена рівнянням: Nа2S2O3+ H2SO4= N а2SO4+ SO2+ S + H2O

Виконайте попередній досвід якісно. Для цього внесіть в пробірку 5-10 крапель 1 н. розчину тіосульфату натрію і 3-5 крапель 2н. розчину сірчаної кислоти. Виділяється сірка робить розчин мутним.

Для проведення досвіду приготуйте в трьох пробірках рівні об'єми розчинів тіосульфату натрію різної концентрації, додавши в дві пробірки воду, як зазначено в таблиці нижче.

 Номер пробірками-ки  Кількість крапель води  Кількість крапель раст-ра Na2SO3  Кількість крапель H2SO4  Загальна кількість крапель обсяг  Услов-ва кон-ція Na2S2O3    Час перебігу реакції  Швидкість-ть в умовах а них одиниць V-1 / i
  С    
 2С    
-  3С    

Пробірки 1 і 2 обережно струсіть і поставте в штатив. В пробірку № 1 додайте одну краплю 2 н. розчину сірчаної кислоти. Увімкніть метроном або секундомір. За секундоміром визначте час з моменту додавання кислоти до помутніння розчину. Досвід повторіть по черзі в пробірках №2 і №3.

Всі дані досвіду занесіть в таблицю. Зробіть висновок про залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин. Як узгоджуються ваші спостереження з законом дії мас? На міліметрівці накресліть графік залежності швидкості від концентрації натрій тіосульфату. Для цього на осі абсцис відкладіть в певному масштабі відносні концентрації Na2S2O3, А на осі ординат - відповідні їм швидкості / в умовних одиницях-1 / i

2. Вивчення залежності швидкості реакції від температури.

Приготуйте 6 пробірок і в 3 з них налийте по 2 мл. розчину натрій тіосульфату, а в інші 3 по 2 мл. розчину сірчаної кислоти. Досліди проводяться при 3-х різних температурах. Помістіть першу пару пробірок / с розчинами натрій тіосульфату і сірчаною кислотою / і термометр в стакан з водою, що має кімнатну температуру. Через 3-5 хвилин, коли температура в пробірках і склянці вирівняється, запишіть показання термометра. Злийте вміст в одну пробірку і струсіть ЇЇ. Запишіть час від початку реакції до появи слабкої опалесценції.

Помістіть в стакан з водою другу пару пробірок і нагрійте його на 100С, а потім виконайте досвід.

Як і чому змінюється час реакції?

Розрахуйте умовну швидкість реакції при всіх температурах і занесіть результати вимірі і розрахунків в наступну таблицю.

Таблиця 2.

 № досвіду  температура досвіду 0С  Час в сек.  Умовна швидкість реакції
 220    
 220 + 100    
 220 + 200    

За отриманими даними накресліть криву залежності швидкості реакції від температури, відклавши на осі абцісс температуру, а на осі ордінат- умовну швидкість реакції.

3. Хімічна рівновага і його зміщення

Вплив зміни концетрации на зміщення рівноваги.

О четвертій пробірки внесіть по 5 - 6 крапель розбавлених розчинів заліза трихлорида FeCl3 і калій роданида КСNS або амоній роданіду NН4СNS. Легким струшуванням пробірок розмішайте розчини. Всі пробірки поставте в штатив. Одну пробірку з розчином збережіть в якості контрольної для порівняння. У розчині має місце зворотна реакція.

 FeCl3 + 3 КСNS Fe (СNS)3 + 3 КCl

Залізо тріроданіт повідомляє розчину червоне забарвлення. За зміною інтенсивності забарвлення можна судити про зміну концентрації Fe (CNS)3., Т. Е. Про усунення рівноваги в ту або іншу сторону.

В одну з пробірок мікрошпателем додайте маленький кристал заліза трихлорида, в іншу-кристал калію роданида і в третє-кілька кристалів калію хлориду. Розчини у всіх пробірках розмішайте енергійним струшуванням або скляною паличкою. Відзначте зміна інтенсивності забарвлення в кожному випадку. / Порівняйте з розчином в контрольній пробі /.

Напишіть вираз константи рівноваги даного оборотного процесу.

В якому напрямку зміщується рівновага і як змінюється концентрація кожного компонента в порівнянні з їх конценрацией, при встановленні початкового рівноваги в разі додавання а) залізо хлориду В) калій роданида г) калій хлориду.

Рішення типових задач

Завдання 1: В організмі людини реакція окислення етилового спирту протікає в дві стадії: 1-окислення етилового спирту до оцтового альдегідаС2Н5ВІН + 1/202®СН3СНТ + Н2Про; DН1о= 256кДж

II-оцтовий альдегід окислюється до оцтової кислоти СН3СНТ + 1 / 2О2= СН3СООН DН20= 237кДж Розрахуйте DН0 реакції окислення етанолу до оцтової кислоти використовуючи закон Гесса.

Еталон рішення: Дано: Згідно закону Гесса тепловий ефект

20= 256кДж процесу дорівнює сумі теплових ефектів

20= 237 кДж проміжних стадій DН = DН10+ DН20

0 реакції? DН0= 256кДж + (- 237кДж) = 439кДж.

Оцтовий альдегід є досить отруйною речовиною. Які висновки можна зробити про шкоду споживання алкоголю? Якщо врахувати, що окислення альдегіду в оцтову кислоту протікає повільно. Відповідь. Отруєння організму можливо утворюється оцтовим альдегідом. Швидкість окислення альдегіду в кислоту можна регулювати за допомогою деяких лікарських препаратів.

задача 2. Чи можуть при стандартних умовах мимовільно протікати в прямому напрямку при 298 ° К зазначені реакції.

CI (г) + 2HJ (г) = (к) + 2HСI (г) (г) (1) J2(К) + Н2S (г) = 2HJ + S (k) (2)

 Рішення . а) відповідно до табличними даними розраховуємо

DGобрдля (1) і (2) реакції з рівняння:

1. DGp= SDGпродSDGвих

DG10= -95,2 ? 2-1,8 ? 2 = -194,0 кДж

DG20= 1,8 ? 2 - (- 33,8) = 37,4кДж

б) DG10<0, значить 1 реакція може мимовільно протікати не може.

DG20> 0, значить реакція 2 в зазначених умовах протікати не може.

завдання 3 При взаємодії 21г заліза з сіркою виділилося 3,77 кДж тепла. Розрахувати теплоту утворення сульфіду заліза.

Рішення: а) складемо рівняння реакції Fе + S®FеS + Q

б) складаємо пропорцію відповідно до рівняння.

56г Fе виділ Х кДж 2,1гFе®3,77кДж

56 ? 3,77

 Q = х = = 100,5 кДж

Завдання 4.Чи не виробляючи обчислень визначити знак зміни ентропії в реакції: 2NH3(Г) = N2(Г) + 3H2(Г)

Рещеніе: Так як з 2 моль речовини утворюється 4 моль газу, отже, ентропія збільшується DS> 0

література:

ГлінкаН. Л. «Загальна хімія» Л, Хімія, 1984р., Стр.166-168

Ахметовна. С. «Загальна і неорганічна хімія» М, В, Ш., 1994 р

Угай Л. Л «Загальна хімія» М, В, Ш.1997г

СтёпінБ. Д. Цвєтков А. А. «Неорганічна хімія» М. В. Ш. 1994р.

Глінка Н. Л «Завдання і вправи з загальної хімії» Л, Хімія. 1998р

Оганесян Е. Т. «Неорганічна хімія» М, В. Ш.1987г

Ахметовна. С. Азізової. І. «Лабораторні роботи з загальної хімії» М, В. Ш.1999г.,

Таперова А. А «Лабораторні роботи з загальної хімії» Л., Хімія.

Остапкевіч Н. А. «Практикум з неорганічної хімії», В. Ш. 1987р

Лекційний матеріал.

контроль:

1. Найбільша кількість теплоти виділиться в реакції;

А. С + 2 / 3Fе2О3= 4 / 3Fе + СО3 DН0= 155кДж

В. СаСО3= СО2+ СаО DН0= 147кДж

С. Салмаз+ Про2= СО2 DН0= -349кДж

2. Розрахувати DН0 реакції SО2(R) +0,50 (r) = SО3(R) в кДж

А.-691 В.99 С.691 Д.-99

3. Теплота згоряння метанолу дорівнює 890 кДж / моль. Значить при спалюванні 2,24м3метанапрі н. у. виділяється (кДж):

А.99 103 В.89 С. 8,9 104 Д.1,99 106 :

4. Вданной реакції С2H2(R) + H2(R) = C2H4(R):

А. збільшується В. не зміниться С. зменшується

5. Для реакції С3Н8+ 5О2= 3СО2+ 4Н2Про DН0= -2070кДж

DG0= -2120rL; фактором, що визначає напрямок, є:

А. зміна ентальпії В. зміна ентропії

С. обидва чинники Д. зміна температури

6. Не виробляючи обчислень, встановити знак DS0процесу

СО2(К) ®СО2(R) А.DS0> 0 DS0<0 C.DS0= 0

7. Константа рівноваги залежить від

А. тиску В. концентрації вихідних речовин

С. температури Д. каталізатора

Е. концентрації продуктів реакції.

8. Константа швидкості реакції залежить від

А. природи речовин В. концентрації речовин

С. тиску Д. обсяг реагуючих речовин

Е. каталізатора

9. При збільшенні температури на 300 швидкість реакції зросла в 15 разів. Температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює:

А.2,5 В.3,5 С.4,5 Д.5,5 Е.1,5

10. При збільшенні обсягу реакційної посудини в 2 рази, швидкість прямої реакції 2NO (r) + ®2NO2(R)

А. збільшиться В8 раз В. зменшиться в 8 разів

С. збільшиться в 4 рази Д. зменшиться в 4 рази

Е. залишиться без зміни

11. Швидкість хімічної реакції FeO (k) + CO (r) ®Fe (k) + CO2(R)

виражається рівнянням

А.V = k [FeO] [CO] В.V = k [FeO] C.V = k [Fe]

Д.V = k [FeO] / [CO] E.V = k [CO] / [FeO]

12. Рівновага процесу 2СО + О2® 2СО2DН = -568,8кДж при зниженні температури зміститься:

А. вліво

В. вправо

С. не зміститься

13. Установити відповідність:

1. Vt2= Vt1? gt2-t1/ 10 А. залежність швидкості реакції від концентрації

В. залежність швидкості реакції від температури

2. k = A-e-Ea / kI С. залежність швидкості реакції від каталізатора

Д. залежність константи швидкості реакції від енергії активації

Е. залежність константи рівноваги від концентрації

Астана 2013 р «-- попередня | наступна --» Рішення типових задач
загрузка...
© om.net.ua