Обробка результатів експерименту. Приклад розрахунку. Припустимо, що в умовах хімічної рівноваги на

Приклад розрахунку. Припустимо, що в умовах хімічної рівноваги на

25 мл суміші було витрачено 17,4 мл 0,01н розчину Na₂S₂O₃. Концентрацію йоду в літрі розчину розраховують за такою формулою:

V₁·C_{н 1} = V₂·C_{н 2},

де V₁ – об’єм Na₂S₂O₃ (17,4 мл); C_{н 1} – концентрація Na₂S₂O₃ (0,01н.); V₂– об’єм розчину, витраченого на титрування (25 мл). Підставляючи числові значення, отримуємо такий результат:

моль/л.

За рівнянням реакції на один моль атомів йоду припадає один моль іонів Fe³⁺, тому концентрація [Fe²⁺]_р також дорівнює 0,0069 моль/л.

Рівноважна концентрація йодид-іону буде дорівнювати різниці між вихідною та рівноважною концентраціями атомів йоду, тобто

[Iˉ]_р = 0,01– 0,0069 = 0,0031 моль/л.

Аналогічно розраховують рівноважну концентрацію [Fe³⁺]_р:

[Fe³⁺]_р = 0,02 – 0,0069 = 0,0131 моль/л.

Тоді константа рівноваги К_р .

Контрольні питання й завдання для самостійної роботи

1. Які хімічні реакції називають оборотними?

2. Який стан оборотної системи називають хімічною рівновагою?

3. Які фактори впливають на зміщення хімічної рівноваги в оборотних процесах?

4. Від яких чинників залежить константа хімічної рівноваги?

5. Що показує константа рівноваги К_р і як вона розраховуються?

6. Сформулюйте принцип Ле-Шателье.

7. Наведіть приклад оборотної реакції в газоподібній системі (отримання амоніаку) та вплив різних чинників на стан рівноваги.

Лабораторна робота № 7

ПРИГОТУВАННЯ РОЗЧИНІВ І ВИЗНАЧЕННЯ ЇХ КОНЦЕНТРАЦІЙ

Теоретичні положення

Істинним розчином називають гомогенну систему змінного складу, у яку входить два й більше компонентів.

Концентрація виражає відношення кількості розчиненої речовини до кількості розчину чи розчинника. Найбільш поширеними способами вираження концентрації розчинів є процентна концентрація С_р, молярна концентрація С_м, нормальна концентрація С_н, моляльна С_g і титр Т.

Молярна концентрація С_м показує кількість молів розчиненої речовини, що міститься в 1 л розчину.

Нормальна концентраціяС_н показує кількість молів еквівалентів розчиненої речовини, що міститься в 1 л розчину.

Моляльна концентрація С_g показує кількість молів розчиненої речовини, що міститься в 1 кг розчинника.

Титр (Т) показує кількість грамів розчиненої речовини, що міститься в

1 мл розчину.

Мета роботи: оволодіти технікою приготування розчинів, засвоїти способи вираження їх концентрацій.

Постановка завдання

Розрахувати: нормальність приготованого розчину нітратної кислоти.

Приладдя та реактиви: бюретка, конічна колба, піпетка, ареометр,

10%-ний розчин нітратної кислоти, 0,1н розчин натрій гідроксиду та

1%-ний розчин фенолфталеїну.

Методика дослідження

Приготування 0,1н розчину нітратної кислоти. Нітратну кислоту наливають у мірний циліндр і визначають її густину за допомогою ареометра. За довідковою таблицею визначають масову частку HNO₃, що відповідає встановленій густині.

Користуючись величинами густини та масової частки, розраховують об'єм вихідної нітратної кислоти, потрібний для приготування 250 мл 0,1н розчину. За допомогою бюретки відмірюють розрахований об'єм кислоти в мірну колбу місткістю 250 мл, доливають до мітки дистильованою водою, закривають пробкою та ретельно перемішують. Унаслідок цього одержують 0,1н розчин HNO₃. Через недосвідченість експериментатора (неточність при відмірюванні бюреткою кислоти, у доведенні її рівня до потрібної позначки), отриманий розчин кислоти може не відповідати нормальності 0,1н. Тому для одержання більш точного значення концентрації розчину кислоти його титрують розчином лугу відомої концентрації.

Для цього піпеткою відбирають у конічну колбу 25 мл розчину HNO₃, додають 2 – 3 краплі індикатора фенолфталеїну та з бюретки краплями доливають розчин лугу до появи стійкого рожевого забарвлення. Цей процес називають титруванням. Титрування повторюють ще два рази. Результати двох останніх титрувань не повинні відрізнятися більш ніж на 0,1 мл. Далі розраховують середнє значення об'єму розчину лугу, що витратили на титрування, а потім нормальність приготованого розчину кислоти за такою формулою:

,

де С_н1, V₁ – концентрація та об'єм кислоти, С_н2,V₂ – концентрація та об'єм лугу.

Контрольні питання й завдання для самостійної роботи

1. Розрахувати молярну, нормальну та моляльну концентрації 20%-ного розчину хлоридної кислоти.

2. Який об'єм 0,1н розчину H₂SO₄ можна приготувати з 2 л 2М розчину?

3. Яку масу КОН потрібно розчинити у воді, щоб одержати 200 мл

2н розчину?

4. Охарактеризуйте поняття концентрації, розчинної речовини, розчинника.

5. Які існують найбільш поширені способи вираження концентрації розчинів?

6. Дайте визначення молярної, нормальної та моляльної концентрації розчинів.

7. Яку характеристику розчину відображає поняття титр?

8. У чому полягає процес титрування?

Лабораторна робота № 8

ІОННІ РЕАКЦІЇ

Теоретичні положення

У розчинах електролітів хімічні реакції проходять при взаємодії іонів тільки в тих випадках, коли внаслідок реакції утворюються важкорозчинні речовини, що випадають в осад, леткі (газоподібні) сполуки або слабкодисоційовані речовини. За таких умов рівняння записуються в молекулярній та іонній формах.

В іонних рівняннях сильні електроліти мають бути записані у вигляді іонів, а слабкі, важкорозчинні й газоподібні сполуки – у вигляді молекул. Наприклад:

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaCl (молекулярне рівняння);

Ba²⁺ + 2Clˉ + 2Na⁺ + SO₄²ˉ = BaSO₄↓+ 2Na⁺+ 2Clˉ (повне іонне рівняння).

Іони натрію і хлору не беруть участі в цьому процесі. Перепишемо останнє рівняння без цих іонів, тоді

Ba²⁺ + SO₄²ˉ = BaSO₄↓ (скорочене іонне рівняння).

Мета роботи: опанувати методику виконання хімічного експерименту взаємодії електролітів і складання рівнянь реакцій у молекулярній та іонній формах.

Постановка завдання

Провести можливі іонні реакції між переліченими нижче електролітами і скласти їх рівняння.

Приладдя та реактиви: пробірки, пальник, 10%-ні розчини електролітів NaOH, CH₃COONa, H₂SO₄, BaCl₂, Na₂SO₄, Al₂(SO₄)₃, FeSO₄, CuSO₄, Na₂S. Амоній хлориду NH₄Cl має бути в кристалічному вигляді.

Методика дослідження