Красное окрашивание роданида железа Fe(СNS)3 позволяет следить за сдвигом химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.
В четыре пробирки внесите по 5 капель разбавленных растворов хлорида железа FeСl3 и роданида калия KCNS.
Легким встряхиванием размешайте растворы. Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной. Во вторую пробирку введите 2-3 капли концентрированного раствора хлорида железа, в третью - 2-3 капли концентрированного раствора KCNS, в четвертую насыпьте микрошпатель твердого хлорида калия и встряхните, чтобы ускорить растворение соли. Сравните окраску раствора в трех пробирках с окраской в контрольной пробирке и объясните происходящие изменения, исходя из принципа Ле Шателье. Напишите выражение для константы равновесия данного процесса. Будет ли правильным утверждение, что изменение концентрации реагирующих веществ повлекло за собой изменение величины константы равновесия?
3. Контрольные вопросы
1. Как определяется скорость реакции?
2. От каких факторов зависит скорость химической реакции?
3. Объясните влияние температуры на скорость химической реакции.
4. Каким законом описывается влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции?
5. Объясните роль катализатора в повышении скорости химической реакции.
6. Какой принцип объясняет направление смещения химического равновесия?
7. Какие реакции называются обратимыми?
8. Укажите, какие из приведенных ниже систем являются гомогенными, а какие - гетерогенными:
2КСl(ж) + Na2SO4(ж) D NaCl(ж)+ K2SO4(ж),
N2(г) + О2(г) D 2NO(г),
СO(г) + Н2O(г) D СО2(г) + Н2(г),
FeO(к) + СO(г) D Fe(к) + СО2(г),
СаCО3(к) D CaO(к) + СО2(г).
9. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для следующих обратимых реакций:
2SО2(г) + O2(г) D 2SО3(г) DH = -196,46 кДж,
N2(г) + O2(г) D 2NO(г) DH = +176,74 кДж,
H2(г) + Br2(г) D 2НВr(г) DH = - 70,22 кДж,
N2О4(г) D 2NО2(г) DH = +54,34 кДж.
1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высш. шк., 2000. - С. 167-203.
2. Фролов В.В. Химия. – М.: Высш. шк., 1979. – С. 118-140.
3. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1984. - С. 173-198.
Цель работы: изучить основные свойства растворов электролитов и особенности гидролиза солей.
1. Теоретические сведения
Вещества, проводящие электрический ток, принято делить на проводники первого и второго рода. К проводникам первого рода относят металлы и полупроводники, в которых электропроводность осуществляется отрицательно заряженными частицами - электронами. К проводникам второго рода относят электролиты.
Электролитами называются вещества (твердые и жидкие), содержащие положительно и отрицательно заряженные ионы, существующие независимо от внешних электрических и магнитных полей.
Следовательно, в проводниках второго рода электропроводность осуществляется за счет положительно и отрицательно заряженных ионов.
Образование ионов в электролитах происходит в результате диссоциации - распада ионных соединений и веществ с ковалентной полярной связью под действием температуры (плавление) или растворителя (растворение). Существуют твердые электролиты (например, оксид циркония ZrO2 с добавками CaO, V2O3), в которых под действием температуры происходит диссоциация связи металл - кислород, и ионы кислорода О-2 и металла Me+n обретают способность перемещаться в электрическом поле. К жидким электролитам относятся расплавы оксидов и солей и растворы солей, кислот и оснований. Несмотря на различные способы образования, все электролиты обладают общностью свойств.
Теория электролитической диссоциации (ТЭД). Основы ТЭД заложил шведский физикохимик Сванте Аррениус (1887). Согласно ТЭД, при растворении в воде электролиты под действием полярных молекул воды распадаются на положительные ионы - катионы (например: Са2+, Na+, H+) и отрицательные ионы - анионы (например: ОН-, SО32-, SО42-).
Уважаемый посетитель!
Чтобы распечатать файл, скачайте его (в формате Word).
Ссылка на скачивание - внизу страницы.