Тиск насиченої водяної пари

Температура,	Тиск , кПа	Температура,	Тиск , кПа
	1,597		2,189
	1,705		2,337
	1,817		2,486
	1,935		2,642
	2,062		2,841

Температура повітря в приміщенні дорівнює Т = 273 + t⁰С.

Використовуючи закону еквівалентів , визначити еквівалентну масу металу, враховуючи, що = 1 г/моль.

2.Через об’єм виділеного водню, приведений до нормальних умов.

Застосовуючи рівняння об’єднаного газового закону привести об’єм виділеного водню до нормальних умов (V₀).

Знайти еквівалентну масу металу за формулою:

де - наважка металу (г);

- еквівалентний об’єм водню (дорівнює 11200 мл/моль за н. у.).

Обчислити середню еквівалентну масу металу.

Розрахувати атомну масу металу через співвідношення еквівалентної маси металу і валентності (В):

А = Е_Ме∙В

Використовуючи періодичну таблицю елементів Д.І.Менделєєва, визначити назву металу. Зробити висновок.

Контрольні питання.

1. Визначити еквівалентні маси наступних речовин: N₂O₅;H₃PO₄; Ва(ОН)₂; Ca₃(PO₄)₂; FeCl₃; MgHPO₄; AlOH(NO₃)₂.

2. При розчиненні у кислоті 3,06 г металу виділилося 2,8 л водню за н.у. Визначити молярну масу еквіваленту металу.

3. Визначити атомну масу двовалентного металу, якщо для окиснення 8,34 г металу використано 0,680 л кисню (н.у.).

4. При нагріванні 0,92 г олова у кисні утворилось 1,17 г оксиду. Знайти валентність олова у цьому оксиді і записати його формулу.

5. Масова частка алюмінію у його хлориді складає 20,22%. Обчислити молярну масу еквіваленту алюмінію, валентність і скласти формулу хлориду.

Лабораторна робота №4

Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага

Основні теоретичні питання.

Швидкість реакції, фактори, від яких вона залежить; закон діючих мас для гомогенних і гетерогенних процесів; фізичний зміст константи швидкості; правило Вант-Гоффа і його математичний вираз; каталіз і каталізатори; оборотні та необоротні реакції, стан хімічної рівноваги у системі; принцип Ле-Шателье.

Мета роботи: вивчення залежності швидкості реакції від природи і концентрацій реагуючих речовин, температури, ступеня подрібнення твердих речовин, наявності каталізатору.

Обладнання і реактиви: гранульовані цинк і олово; грудки і порошок крейди; розчини кислот HCl, H₂SO₄ (2 н), розчин Na₂S₂O₃ (0,25н); дистильована вода; пробірки великого об’єму; секундомір.

Хід роботи

Дослід 1. Вплив природи реагуючих речовин на швидкість реакції.

У дві пробірки налити по 1 мл хлоридної кислоти. У одну з них занурити гранулу цинку, у другу – гранулу олова. Порівняти інтенсивність утворення бульбашок Н₂ в обох пробірках. Записати рівняння реакцій. Зробити висновок про вплив природи металу на швидкість реакції.

Дослід 2. Вплив площі поверхні реагентів на швидкість реакції.

У дві пробірки налити по 1 мл хлоридної кислоти. Приготувати маленьку грудку крейди і приблизно таку ж кількість порошку крейди. Одночасно внести крейду в обидві пробірки і спостерігати утворення діоксиду карбону СО₂. Порівняти час розчинення крейди в обох пробірках. Записати рівняння реакції. Зробити висновок про вплив ступеня подрібнення твердих речовин на швидкість реакції.

Дослід 3. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.

Для досліду взяти розчин натрій тіосульфату, сульфатну кислоту, дистильовану воду і пробірки великого об’єму (за вказівкою лаборанта).

Реакція між тіосульфатом і сульфатною кислотою має вигляд:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + SO₂ + H₂O,

Спостерігається поступове помутніння розчину внаслідок утворення вільної сірки. Швидкість появи сірки залежить від концентрації реагентів і може бути визначена у часі.

У три пронумеровані пробірки за допомогою спеціального циліндру налити розчин тіосульфату натрію: в першу – 5 мл, у другу – 10 мл, у третю – 15 мл і довести загальний об’єм в двох перших пробірках до 15 мл дистильованою водою. Таким чином, умовна концентрація тіосульфату у першій пробірці буде c₁, у другій – 2с₁, у третій – 3с₁. В окремих трьох пробірках приготувати по 5 мл розчину сульфатної кислоти.

У пробірку №1 з розчином натрій тіосульфату влити розчин кислоти, включити секундомір і записати час (секунди), за який з‘явиться помутніння – вільна сірка. Дослід повторити з пробірками №2 і №3. Результати дослідів записати у таблицю:

Таблиця 4.1

№ досл.	V(Na2S2O3), мл	V(H2O), мл	V(H2SO4) , мл	V загальний	C (конц) Na2S2O3 (умовна)	t , час, с	V=100/t, швидкість с-1
					С1
					2с1
		-			3с1

Побудувати графік залежності швидкості реакції від концентрації реагентів, де на осі абсцис відкласти умовну концентрацію С розчину тіосульфату, а на осі ординат – умовну швидкість V=100/t. Зробити висновок про вплив концентрації реагентів на швидкість процесів.

Дослід 4. Вплив концентрацій реагуючих речовин на хімічну рівновагу.

Стан хімічної рівноваги у системі можна змістити, змінюючи концентрації реагентів або продуктів реакції. Для дослідження приготувати 4 великих пробірки і розчини ферум (ІІІ) хлориду FeCl₃, калій роданіду KSCN та кристалічний калій хлорид КСl. При взаємодії ферум хлориду з калій роданідом протікає оборотна реакція з утворенням ферум (ІІІ) роданіду червоного кольору. Інтенсивність червоного кольору залежить від концентрації Fe(SCN)₃ у розчині, тому що всі інші реагенти безбарвні. Зміщення рівноваги у бік прямої реакції збільшує інтенсивність червоного кольору, зміщення рівноваги у зворотний бік супроводжується зменшенням інтенсивності забарвлення.

У велику пробірку налити дистильованої води і додати по 2-3 краплини розчинів ферум хлориду і калій роданіду до утворення слабко - червоного розчину. Перемішати розчин і розлити його на 4 пробірки приблизно порівну. Четверта пробірка є пробіркою порівняння.

У першу та другу пробірки додати розчин FeCl_3, та KSCN. Відмітити, як змінюється забарвлення. У третю пробірку додати кристалічний KCl, записати зміну кольору. Пояснити, в якому напрямку зміщувалась рівновага у кожному випадку. Скласти рівняння реакції і записати вираз константи рівноваги. На основі принципу Ле-Шателье пояснити вплив концентрацій речовин на хімічну рівновагу.

Контрольні питання.

1. Навести формулювання і математичний вираз закону діючих мас. Записати його вираз для реакцій:

а) 2NO_г + O_2,г = 2NO_2,г; б) 2Na_кp.+ H_2,r = 2NaH_кp.

2. Константа швидкості реакції 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О, яка відбувається у газовій фазі, дорівнює 2∙10^-3 л/моль∙с. Обчислити швидкість V цієї реакції, якщо концентрації водню та кисню дорівнюють по 0,2 моль/л.

3. Визначити, у скільки разів зросте швидкість реакції при збільшенні температури на 30⁰С. Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 3.

4. Пояснити, що таке хімічна рівновага, які фактори впливають на зміщення хімічної рівноваги. Обчислити константу рівноваги К_рівн. для реакції:

Br_2,p+ H_2,r = 2HBr_r , якщо у стані рівноваги концентрації реагентів були:

[Br₂]=0,2 моль/л, [H₂]=0,3 моль/л, [HBr] = 1,2 моль/л. Обчислити початкові концентрації брому та водню.

5. Записати вираз для констант рівноваги К_рівн. для реакцій у газовій фазі:

а) 2SO₂ + O₂ = 2SO₃ ; H⁰₂₉₈ = -192,7 кДж/моль

б) H₂ + Cl₂ = 2HCl ; H⁰₂₉₈ = - 184,6 кДж/моль

в) C_тверд. + H₂O = CO + H₂ ; H⁰₂₉₈ = 129,9 кДж/моль

За величиною стандартної ентальпії Н⁰₂₉₈ визначити, які з цих реакцій є ендотермічними, а які – екзотермічними? У якому напрямку зміститься рівновага у цих процесах, якщо: а) збільшити тиск Р; б) збільшити температуру?

Лабораторна робота №5

Розчини. Загальні властивості розчинів

Основні теоретичні питання.

Визначення та класифікація розчинів (за фазовим станом, за кількістю розчиненої речовини); компоненти, які утворюють розчин; механізм процесу розчинення; сольвати, гідрати; розчини неелектролітів; формулювання та математичний вираз законів Рауля і Вант-Гоффа. Залежність розчинності речовин від температури.

Мета роботи: дослідити процеси розчинення рідких, твердих, газоподібних речовин. Встановити залежність розчинності речовин від температури. Вивчити зміну температури при розчиненні речовин.

Обладнання і реактиви: кристалічні речовини: йод, NH₄NO₃ або NaNO₃, NaОН та NaСІ; розчини бензолу, спирту, гліцерину; дистильована вода; пробірки, штатив з лапкою, газовий пальник, щипці, термометр.

Хід роботи

Дослід 1. Зміна температури при розчиненні речовин.

У три пробірки налити до 1/3 об’єму дистильованої води і виміряти її температуру. У першу пробірку всипати на кінці шпателю (біля 1 г) кристаликів амоній нітрату, розчинити його при перемішуванні і виміряти температуру. У другу та третю пробірки додати 1-2 шматочки лугу та кристалики кухонної солі відповідно і після розчинення виміряти температуру утворених розчинів.

Записати спостереження. Зробити висновок, якими тепловими ефектами може супроводжуватись процес розчинення.

Дослід 2. Залежність розчинності солей від температури.

Налити у пробірку 0,5 мл розчину плюмбум(ІІ) нітрату і додати кілька крапель розчину калій йодиду. Спостерігати утворення осаду та відмітити його колір. Долити в пробірку дистильовану воду (1/2 об’єму) і обережно нагріти. Коли вся сіль розчиниться, охолодити пробірку під проточною водою. Відмітити утворення кристалів Pbl₂ з перенасиченого розчину.

Зробити висновок про залежність розчинності твердих речовин від температури. Дати визначення насиченим і ненасиченим розчинам.

Дослід 3. Утворення сольватів.

Молекулярний йод має фіолетове забарвлення, яке зберігається у неполярних розчинниках. Якщо при розчиненні утворюються сольвати йоду з розчинником, забарвлення змінюється.

У дві пробірки покласти шпателем по кристалику йоду. У першу пробірку налити 1 мл етанолу, у другу – 1 мл бензолу. Перемішати вміст пробірок скляною паличкою. Відмітити забарвлення одержаних розчинів. Зробити висновок, у якій з пробірок утворився сольват йоду.

Дослід 4. Розчинність рідини у воді.

У дві пробірки налити приблизно по 1 мл дистильованої води і обережно додати рівні об’єми: у першу – бензолу, у другу – гліцерину. Відмітити розшарування рідин у пробірках. Перемішати вміст пробірок скляною паличкою і записати спостереження. Зробити висновок про розчинність рідин у воді.

Дослід 5. Розчинність повітря у теплій і холодній воді.

Для досліду взяти штатив з лапкою, ексикатор, велику пробірку. Заповнити ексикатор і пробірку водопровідною водою. Закрити отвір пробірки пальцем, перегорнути її і занурити в ексикатор з водою. Закріпити пробірку лапкою. Обережно нагрівати пробірку вздовж усієї довжини газовим пальником. Відмітити утворення бульбашок газу у верхній частині пробірки і їх рух донизу, а також витіснення води з пробірки. Пояснити спостереження. Зробити висновок про залежність розчинності газів від температури.

Контрольні питання.

1. Пояснити, що називають розчином, розчинником, розчиненою речовиною. Від яких факторів і як залежить розчинність твердих, рідких і газоподібних речовин? Для яких цілей газовані напої перед вживанням охолоджують?

2. 140 г калій дихромату розчинили при 80⁰С у 200 мл води. Після кристалізації при 0⁰С одержали 110 г чистої солі. Який практичний вихід продукту (%)? (За таблицею розчинності у 1 л води при 0⁰С може розчинитись 50 г дихромату.)

3. При розчиненні 8 г нафталіну у 250 г бензолу, температура кипіння останнього підвищилась на 0,64⁰. Визначити молекулярну масу нафталіну. Ебуліоскопічна константа бензолу дорівнює 2,56⁰.

4. При 0⁰С осмотичний тиск розчину цукру С₁₂Н₂₂О₁₁ дорівнює 3,55∙10⁵ Па. Яка маса цукру міститься в 1 л цього розчину? R = 8,314 Дж/К∙моль.

5. При розчиненні 5 г речовини в 200 г води утворюється розчин, який не проводить електричний струм і замерзає при -1,55⁰С. Визначте молярну масу розчиненої речовини. Кріоскопічна константа води дорівнює 1,86⁰.

Лабораторна робота №6

(індивідуальна експериментально-розрахункова робота)

Концентрація. Приготування розчинів з різною концентрацією

Основні теоретичні питання.

Способи вираження концентрації розчину (масова частка, молярна та нормальна концентрації), способи приготування розчинів різних концентрацій, формули переходу від однієї концентрації до іншої, густина розчину.

Мета роботи: навчитисьрозраховувати масу розчиненої речовини та розчинника для приготування розчину з певною масовою часткою розчиненої речовини та перераховувати процентну концентрацію розчину в нормальну та молярну.

Обладнання і реактиви: техно-хімічніваги і різноваги; мірний циліндр на 100 мл; плоскодонна колба.

Хід роботи

Приготування розчину заданої процентної концентрації з твердої речовини та води

Для приготування розчину з заданою масовою часткою розчиненої речовини необхідно зважити розраховану кількість речовини, висипати наважку в колбу, долити відміряний мірним циліндром об’єм води та ретельно перемішати. За допомогою ареометра визначити густину приготованого розчину та порівняти з табличним значенням (табл. 6.2.).

Розрахункова частина

За індивідуальним завданням (табл. 6.1) розрахувати, скільки солі і води необхідно взяти для приготування розчину безводної солі певної масової частки. Номер варіанту відповідає порядковому номеру студента у списку.

Таблиця 6.1

№ варіанту	Об’єм розчину, мл	Конц. розчину K2Cr2O7	Конц. розчину MgSO4

І. Масова частка розчиненої речовини (процентна концентрація) (С, %) – це кількість грам розчиненої речовини, яка міститься в 100 г розчину:

; m_р-ну = V∙ρ,

де m_{роз.реч.} – маса розчиненої речовини, г;

m_р-ну – маса розчину, г;

V – об’єм розчину, мл;

ρ – густина розчину, г/см³.

Тому, , звідки .

Розрахунок виконати, використовуючи наведені вище формули. Густину розчину певної концентрації визначити з таблиці.

Таблиця 6.2