WWW.DISS.SELUK.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА
(Авторефераты, диссертации, методички, учебные программы, монографии)

 

Pages:   || 2 |

«Л.В. Сеничева В.А. Яргаева ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ: ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Хабаровск Издательство ТОГУ 2008 3 УДК 541.1(076.5) ББК Г5 С311 Рецензенты кафедра химии Дальневосточный государственный ...»

-- [ Страница 1 ] --

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Тихоокеанский государственный университет»

Л.В. Сеничева

В.А. Яргаева

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ:

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Хабаровск

Издательство ТОГУ

2008

3 УДК 541.1(076.5) ББК Г5 С311 Рецензенты кафедра химии Дальневосточный государственный гуманитарный университет (завкафедрой химии доцент Л. Д. Литвищенко) доцент кафедры химии Дальневосточного государственного университета к.х.н., чл-кор. МАНЭБ В.А. Немов Научный редактор канд. хим. наук, доцент Т. Б. Панасюк Сеничева Л. В.

С311 Физическая химия: химическое равновесие. Учебное пособие / Л. В. Сеничева, В. А. Яргаева. – Хабаровск : Изд-во Тихоокеан. гос.

ун-та, 2008. – 88 с.

В учебном пособии представлены теоретические основы химического равновесия, достаточно полно отражающих содержание этого раздела физической химии, методические рекомендации к выполнению трех лабораторных работ, девять многовариантных заданий с примерами решения задач, три типа тестовых заданий для самоподготовки, допуска к лабораторным работам и примерами тестов итогового контроля знаний студентов.

© Тихоокеанский государственный университет, © Сеничева Л. В., Яргаева В. А., Учебное пособие

ВВЕДЕНИЕ

Настоящее пособие является первым опытом комплексного рассмотрения одного из важных разделов физической химии – химического равновесия.

В пособии рассматривается химическое равновесие теоретически – на основе законов химической термодинамики, экспериментально – при выполнении лабораторных работ и практически – путем решения многовариантных задач. На каждом этапе изучения химического равновесия предлагается тест – контроль: по тестам на соответствие определяется степень усвоения и закрепления теоретического материала; по тестам в открытой форме проверяется готовность студента к выполнению лабораторной работы; по тестам итогового контроля оценивается знание основ химического равновесия.





Для самостоятельной работы студентов предлагаются многовариантные задания с примерами решения задач.

Многовариантные задания используются в учебном процессе при изучении физической химии на протяжении многих лет.

Термодинамические расчеты выполняются с использованием справочной литературы. При любых расчетах физические величины берутся с соответствующими единицами измерения, принятыми в международной системе единиц (СИ). В некоторых расчетах допускаются внесистемные единицы: грамм, литр, градус Цельсия, атмосфера и др., которые в настоящее время часто используют в лабораториях.

Лабораторные работы подобраны таким образом, чтобы они отличались по типу обратимой химической реакции или обратимого физико-химического процесса и по методам экспериментального изучения химического равновесия. Теоретические основы каждой лабораторной работы рассматриваются по единому алгоритму.

Пособие составлено в соответствии с программой раздела химического равновесия в курсе физической химии.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОГО

РАВНОВЕСИЯ

Химическое равновесие – это состояние системы, в которой протекает обратимый процесс одновременно в прямом и обратном направлениях с одинаковой скоростью. Состав системы в результате такого процесса не меняется во времени, если условия его протекания остаются постоянными.

Равновесные концентрации (или парциальные давления) реагирующих веществ численно могут быть разными, но их соотношение, называемое константой равновесия, всегда одинаково при постоянной температуре.

В термодинамике под химическим равновесием понимается наиболее устойчивое при данных условиях состояние системы, для его характеристики используют термодинамические функции, путем расчета которых, можно, не прибегая к эксперименту, вычислить константу равновесия, определить оптимальные условия проведения обратимого процесса с целью повышения выхода продукта реакции.

Развитие теории химического равновесия явилось толчком к разработке новых технологических схем таких производств, как получение аммиака, метанола, синтетического каучука и других веществ, химическая переработка нефтепродуктов, металлургия и т. д.

1.1. ТИПЫ РАВНОВЕСИЙ В ХИМИЧЕСКИХ СИСТЕМАХ

Химические равновесия могут быть разными по механизму, но всегда являются результатом протекания обратимой химической реакции или обратимого физико-химического процесса и характеризуются величиной константы химического равновесия.

Обратимые химические реакции в зависимости от фазового (агрегатного) состояния реагирующих веществ могут быть:

- газообразными, если реакция протекает в газовой фазе:

- жидкофазными, если реакция протекает между жидкими веществами:

С2H5OH(ж) + СH3COOH(ж) CH3COOC2H5(ж) + H2O(ж) или между веществами, находящимися в растворе:

- твердофазными, протекающими по типу топохимических реакций в твердой фазе на границе раздела «твердое исходное вещество – твердый продукт реакции»:

- гомогенными, если все реагирующие вещества находятся в одной фазе:





- гетерогенными, если реагирующие вещества находятся в разных фазах:

Количественной характеристикой химического равновесия, достигаемого при протекании таких реакций, является константа равновесия (табл.1.1).

Типы обратимых химических и физико-химических процессов обратимого Пример обратимого процесса малораствоAgCl(т) Ag+(р) + Cl-(р) ПР (L) растворимости Особое место в ряду химических равновесий занимают равновесия в водных растворах электролитов. Под действием полярных молекул воды или с их участием в таких растворах устанавливаются различные ионные или молекулярно-ионные равновесия, количественной характеристикой которых являются константы равновесия, отличающиеся по названию и по обозначению от просто константы равновесия (табл. 1.1).

Подобно химическому равновесию рассматриваются равновесия в других обратимых процессах, например, таких как, гидратация и дегидратация кристаллогидратов, ионно-обменная адсорбция, фазовые равновесия, термическое разложение карбонатов и т. д.( табл. 1.1).

1.2. УСЛОВИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Химическое равновесие – это динамичное состояние системы, в которой протекают одновременно две противоположно направленных реакции: прямая () со скоростью и обратная () со скоростью.

Через некоторое время эти скорости становятся равными =, тогда в системе установится химическое равновесие.

Допустим, в гомогенной системе протекает обратимая реакция при Т = const, P = const и при начальных концентрациях исходных веществ, равных С0(А) и С0(В), со скоростью = k C 0 (A) C 0 (B ) по уравнению вида:

С течением времени в этой системе произойдут следующие изменения:

- уменьшатся концентрации исходных веществ до Ct(А), Ct(В);

понизится скорость прямой реакции до - увеличатся концентрации продуктов реакции до Сt(Q), Сt(D);

повысится скорость обратной реакции до - через время t выровняются скорости прямой и обратной реакций:

= и станут постоянными концентрации всех реагирующих веществ:

Сi = const;

- в системе установится химическое равновесие с постоянными равновесными концентрациями реагирующих веществ: С(A), С(В), С(Q), С(D), соотношение которых также будет постоянным и равным константе равновесия при данной температуре.

Химическое равновесие в системе установится при любых начальных концентрациях реагирующих веществ, которые могут быть только исходными, или только продуктами, или теми и другими одновременно.

Равновесные концентрации реагирующих веществ могут различаться численно при разных способах задаваемого начального состава системы, но соотношение их всегда будет постоянным при Т = const и равным константе равновесия.

Обратимую химическую реакцию противоположных направлениях. Например, гомогенную обратимую химическую реакцию можно провести в направлении прямой реакции образования HI, сопровождающейся увеличением концентрации HI, а также в направлении обратной реакции разложения HI, приводящей к уменьшению концентрации HI. Через какое-то время концентрации HI выровняются, т. е. в системе установится равновесие. Разные пути достижения равновесия в одной и той же системе подтверждают истинность достигнутого равновесия, что очень важно при расчете константы равновесия.

Химическое равновесие является подвижным, так как оно легко самопроизвольно восстанавливается при прекращении внешнего воздействия (С, рi, Т, Р) т. е. переходит в новое состояние равновесия.

Этот переход принято называть смещением равновесия.

Химическое равновесие и возможность самопроизвольного перехода системы в это состояние при данных условиях количественно оцениваются величинами изменения термодинамических функций (табл.1.2).

Термодинамическое условие химического равновесия В практике изучения химического равновесия наиболее часто рассчитывается энергия Гиббса G r по следующим причинам:

- химические реакции чаще протекают в системах при Т = const, P = const, чем при Т = const, V = const;

- термодинамические свойства многих веществ, приведенные в справочниках, рассчитаны при Т = 298 К; Р = 1,01· 105;

- константа химического равновесия связана с энергией Гиббса простой зависимостью.

Таким образом, общими условиями устойчивого химического равновесия являются следующие:

1. динамичность равновесия, т. е. протекание прямой и обратной реакций с равными скоростями: = - это кинетическое условие химического равновесия;

2. неизменность равновесного состава системы Сi = const при постоянстве внешних параметров Т, Р, V = const – это концентрационное условие химического равновесия;

3. минимальное постоянное значение энергии Гиббса Gr или энергии Гельмгольца Ar: Gr = 0 или Ar = 0 – это термодинамическое условие химического равновесия;

4. подвижность равновесия, т. е. возможность смещения равновесия при изменении параметров системы: Т, Р, Сi, pi;.

5. возможность подхода к состоянию равновесия с двух противоположных сторон: со стороны прямой и со стороны обратной реакции.

На основе изучения кинетики обратимых химических реакций, протекающих при постоянной температуре, К. Гульдберг и П. Вааге сформулировали закон действующих масс для химического равновесия:

Соотношение равновесных концентраций реагирующих веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции равно константе равновесия при Т=const.

Математически закон действующих масс записывается в виде константы равновесия, выраженной через равновесные концентрации или другие величины, характеризующие состав системы, при достижении равновесия как со стороны прямой (Кпр), так и со стороны обратной (Кобр) реакций (табл. 1.3).

Выражение закона действующих масс для реакции типа аА + bB qQ + dD Прямая реакция Константы равновесия, выраженные любым способом, зависят от температуры и природы реагирующих веществ и не зависят от равновесного состава системы. Однако способ выражения состава системы влияет на численное значения константы равновесия (табл. 1.4).

Влияние способа выражения состава системы на вид константы равновесия при Т = const для гомогенной реакции типа А + bB qQ + dD системы выражения Примечание:

1. = (q + d) – (a + b) - изменение числа молей газообразных веществ в ходе 2. i – коэффициент активности или фугитивности вещества.

3. Р – общее давление в системе.

Все уравнения для констант равновесия (табл.1.4) являются математическим выражением закона действующих масс.

Константы химического равновесия Кс и Кр (Ка и Кf) безразмерны для реакций, идущих без изменения числа молей газообразных реагирующих веществ = 0. При 0 единицами измерения Кр (Кf )являются единицы давления, а Кс (Ка) – единицы концентрации, взятые в степени Константа химического равновесия Кх безразмерна, так как молярные доли являются относительными величинами, и в отличии от констант, выраженных другим способом, зависит от общего давления в системе.

В случае гетерогенных обратимых реакций в выражение константы химического равновесия входят равновесные парциальные давления или концентрации газов или концентрации растворённых веществ, участвующих в реакции, так как активности твердых веществ или жидкостей при одновременном участии газов принимаются равными единице.

Например, для реакции С(графит) + СО2(г) 2СО(г); K p = CO Закон действующих масс имеет большое значение в учении о химическом равновесии. Из него следует, что в системе, в которой протекает обратимая реакция:

- соотношение равновесных величин, характеризующих состав системы при Т = const, является постоянным и равным константе равновесия;

- константа равновесия не зависит от того, какие из реагирующих веществ будут исходными веществами, а какие – продуктами реакции;

- константа равновесия не зависит от начального состава исходных веществ;

- для расчета константы равновесия достаточно экспериментально определить равновесную концентрацию одного из реагирующих веществ.

1.4. УРАВНЕНИЕ ИЗОТЕРМЫ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ.

ВЛИЯНИЕ СОСТАВА СИСТЕМЫ НА НАПРАВЛЕНИЕ

ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Система, в которой протекает химическая реакция, содержит несколько компонентов, каждый из которых характеризуется своим химическим потенциалом:

где i и i0 – химический потенциал i-того компонента при заданных и стандартных условиях соответственно, Дж/моль;

рi – исходное парциальное давление компонента, Па;

Ci – исходная концентрация компонента, моль/м3;

R = 8,31 Дж/(моль· К), молярная газовая постоянная;

Т – температура, К.

Допустим, в системе при Т = const, Р = const протекает гомогенная газовая реакция по уравнению общего вида: аА + bB qQ + dD.

Изменение энергии Гиббса Gr такой реакции с учетом химического потенциала каждого компонента i вычисляется по формуле:

Подставив одно из уравнений (1.1) в уравнение (1.2) и сделав математические преобразования, получим уравнение зависимости Gr от начальных парциальных давлений всех реагирующих веществ при заданных температуре и давлении в системе:

где р0(А), р0(В), р0(Q), р0(D) – начальные парциальные давления реагирующих веществ, Па;

Gr0(Т) – стандартная энергия Гиббса химической реакции (химическое сродство) при температуре Т, Дж.

Под химическим сродством понимается способность веществ вступать в химическое взаимодействие при заданной температуре.

Анализ уравнения (1.3) 1. Gr(Т) = О, т. е. в системе установилось химическое равновесие, из чего следует, что:

- парциальные давления реагирующих веществ стали равновесными:

рА, рB, рQ, рD.

- соотношение равновесных парциальных давлений должно быть постоянным и равным константе равновесия Кр - уравнение (1.3) примет вид:

По уравнению (1.4) можно рассчитать константу равновесия Кр, если давление измеряется в атм. Энергию Гиббса Gr0(Т) предварительно вычисляют по термодинамическим уравнениям при температуре Т.

Если единицей измерения давления является Па, то в уравнение (1.4) вводится поправочный коэффициент (1атм = 1,0132 · 105 Па):

2. Gr(Т) 0, т. е. система неравновесна.

Тогда при подстановке уравнения (1.4) в уравнение (1.3) получится уравнение изотермы химической реакции, протекающей при Р = const, T =const где Кр – константа равновесия обратимой химической реакции, выраженная через парциальные давления, (Па).

Тогда уравнение (1.5) примет вид:

Уравнения изотермы химической реакции (1.5) и (1.5а) выражают влияние заданных начальных парциальных давлений реагирующих веществ, т. е.

состава равновесной системы, на направление протекания химической реакции и возможность его смещения в сторону прямой или обратной реакций при изменении этого состава (табл. 1.5.).

Влияние начального состава системы на направление смещения равновесия реакции вида аА + bB qQ + dD на основе уравнения изотермы реакции давления) Уравнение изотермы химической реакции при V = const, T = const аналогично уравнению (1.5) и имеет вид:

где Кс – константа химического равновесия реакции, выраженная через концентрации, (моль/м3);

С0(А), С0(В), С0(Q), С0(D) – начальные концентрации реагирующих веществ, моль/м3.

вид:

При равновесии (Аr = 0) из уравнения (1.6а) получим уравнение, аналогичное уравнению (1.4):

где Аr (Т) – стандартная энергия Гельмгольца химической реакции (химическое сродство) при температуре Т, Дж.

Уравнения изотерм химической реакции (1.5) и (1.6) позволяют определить направление смещения равновесия при изменении начального состава системы (табл. 1.5.).Уравнения изотерм химической реакции (1.4) и (1.7) используются для определения константы равновесия при постоянной температуре, если предварительно рассчитаны Gr0(Т) и Аr0(Т).

1.5. УРАВНЕНИЯ ИЗОБАРЫ И ИЗОХОРЫ ХИМИЧЕСКОЙ

РЕАКЦИИ. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА КОНСТАНТУ

ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ И НАПРАВЛЕНИЕ

ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

На основе уравнений Гиббса – Гельмгольца, определяющих влияние температуры на изменение термодинамических потенциалов (Gr и Ar), и уравнений изотермы химической реакции Я. Вант – Гофф вывел уравнения изобары и изохоры химической реакции в дифференциальной форме:

Уравнение изохоры Наиболее часто используется уравнение изобары химической реакции (1.8), анализ которого представлен в табл. 1.6.

Влияние температуры на величину константы равновесия и направление смещения равновесия на основе уравнения поглощения теплоты Уравнения (1.8) и (1.9) устанавливают связь между константой равновесия (Кр или Кс), температурой и изменениями энтальпии Hr (при Р = const) или внутренней энергии Ur (при V = const) химической реакции. Поэтому уравнения (1.8) и (1.9) применяют для установления влияния температуры на величину константы равновесия и на направление смещения равновесия в сторону прямой () или в сторону обратной () реакций (табл. 1.6).

Для расчета константы равновесия при заданной Т или теплового эффекта реакции в интервале температур дифференциальное уравнение изобары химической реакции (1.8) интегрируют. Для более точных расчетов Hr(Т) используют уравнение Кирхгофа, учитывающее влияние температуры на величину Hr(Т).

При интегрировании уравнения изобары химической реакции (1.8) можно получить два вида интегральных уравнений Уравнение (1.10) используют для построения графика в координатах ln Кр = f(1/T), имеющего вид прямой линии, по тангенсу угла наклона которой определяют тепловой эффект реакции Hr графическим методом.

Рис. 1. Зависимость lnKp от 1 для экзотермических (1-2) – и эндотермических(1’-2’) реакций Из уравнения (1.10) следует, что которые рассчитываются по уравнениям:

Величины tg или tg всегда определяют по отношению отрезков а и в или а и в, взятых в единицах масштаба.

Уравнение (1.11) используют для расчета Нr, если известны константы равновесия при двух температурах или для расчета константы равновесия при одной температуре, если известны константа равновесия при другой температуре и изменение энтальпии реакции.

Уравнение изохоры химической реакции (1.9) интегрируют, а затем применяют подобно уравнению изобары химической реакции, только вместо изменения энтальпии Нr используют изменение внутренней энергии Ur, рассчитываемое по уравнению: Ur = Hr RT.

НА КОНСТАНТУ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ И

НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Давление влияет на величину константы равновесия Кх, которая выражена через молярные доли (xi) реагирующих веществ в газовой смеси Давление окажет влияние на химическое равновесие, если оно приведет к изменению молярных долей газообразных веществ. Это возможно сделать при введении в реакционную смесь инертных газов (Аr, He и др.), не участвующих в реакции, или при изменении числа молей газообразных веществ в ходе реакции.

Уравнение, выражающие влияние общего давления на константу равновесия Kx через изменение числа молей газообразных веществ в реакции, имеет вид:

Анализ уравнения (1.12) представлен в табл. 1.7.

Влияние давления на величину константы равновесия и на направление смещения равновесия реакции аА+bB qQ+dD Как следует из табл. 1.7, в обратимых процессах с участием газообразных веществ при повышении давления равновесие всегда смещается в сторону уменьшения числа молекул газа в ходе реакции, при этом объем системы становится меньше.

При очень высоких давлениях ( порядка 103 104 атм) равновесие в конденсированных системах также смещается в сторону уменьшения их объема, в направлении образования веществ с большей плотностью, более твердых и прочных.

Например, при высоких давлениях графит переходит в более твёрдый, прочный и тяжёлый алмаз, H2O(т) (лед) превращается в другие кристаллические модификации льда с плотностью больше единицы.

1.7. СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

При изменении внешних параметров (рi Ci, P, T) возможно смещение равновесия в сторону прямой или обратной реакции или сохранение состояния равновесия в неизменном виде. Направление смещения химического равновесия можно определить двумя путями: по принципу Ле – Шателье и по термодинамическим уравнениям, которые являются количественным выражением этого принципа.

1.7.1. Определение направления смещения равновесия Формулировка принципа Ле – Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать воздействие путем изменения концентрации, температуры или давления, то равновесие сместится в сторону, противодействующую произведенному изменению.

По сути принцип Ле – Шателье называют принципом противодействия системы, в которой протекает обратимый процесс, внешнему воздействию.

Например: дана гетерогенная обратимая химическая реакция Рассмотрим, как изменятся параметры системы при протекании этой обратимой реакции.

Характеристика прямой () реакции:

- эндотермическая: Нr 0, температура в системе уменьшается Т;

- число молекул газа увеличивается: 0, давление в системе повышается Р;

- исходное вещество СО2 расходуется: его концентрация уменьшается С(СО2) ;

- продукт реакции СО образуется: его концентрация увеличивается С(СО);

- исходное вещество С(графит) - твёрдое, его концентрация не изменяется.

Характеристика обратной () реакции:

- экзотермическая : Нr 0, температура в системе увеличивается Т;

- число молекул газа уменьшается: 0, давление в системе понижается Р;

- исходное вещество СО2 образуется: его концентрация увеличивается С(СО2);

- продукт реакции СО расходуется: его концентрация уменьшается С(СО);

- исходное вещество С(графит) - твёрдое, его концентрация не изменяется.

Направление смещения равновесия заданной обратимой реакции при изменении Сi, T и P в соответствии с принципом Ле – Шателье, как принципом противодействия, представлено в виде табл. 1.8.

m(C(графит))или Таким образом, в соответствии с принципом Ле-Шателье химическое равновесие смещается:

- в сторону прямой реакции при повышении концентрации исходных веществ и при отведении продуктов реакции из системы;

- в сторону обратной реакции при понижении концентрации исходных веществ и повышении концентрации продуктов реакции;

- в сторону меньшего числа молекул газа при повышении давления в системе и в сторону большего числа молекул газа при понижении давления;

- в сторону эндотермической реакции при повышении температуры и в сторону экзотермической реакции при понижении температуры.

1.7.2. Определение направления смещения равновесия на основе термодинамических уравнений Каждому параметру, влияющему на состояние равновесия, соответствует определённое термодинамическое уравнение (1.5), (1.6), (1.8), (1.9) или (1.12). По этим уравнениям можно рассчитать, как надо изменить параметр, чтобы сместить равновесие в нужном направлении.

Особенности влияния каждого из параметров (Сi, pi, T, P) на направление смещения химического равновесия в соответствии с этими уравнениями рассмотрены в табл. 1.5, 1.6, 1.7.

1.8. МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ КОНСТАНТЫ

ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Основной количественной характеристикой обратимых химических реакций является константа равновесия К, по величине которой можно оценить целесообразность проведения реакции при данных условиях (табл. 1.9).

Соотношение между величинами константы равновесия Величина константы п/п Константу химического равновесия можно рассчитать теоретически по справочным данным или на основе экспериментальных данных.

Теоретические методы расчета константы равновесия 1. Термодинамический расчет константы равновесия на основе термодинамических свойств реагирующих веществ – это наиболее используемый метод расчета.

2. Расчет константы равновесия на основе закономерностей статистической термодинамики – этот метод используют для расчета константы равновесия более простых реакций с участием ограниченного числа веществ.

3. Расчет константы равновесия по справочным эмпирическим данным и зависимостям, если для исследуемого вещества отсутствуют в справочнике термодинамические величины: энтальпии и энергии Гиббса образования; абсолютной энтропии и теплоемкости.

4. Определение константы равновесия методом сравнительного расчета, т. е. путем сравнения константы равновесия исследуемой реакции с константами равновесия однотипных реакций, идущих с участием однотипных химических соединений, по эмпирическим формулам вида где Ку и Кх – константы равновесия неизвестной и однотипной реакции соответственно, а и - эмпирические коэффициенты для однотипных реакций, например, таких, как разложения карбонатов металлов (II), образования оксидов металлов (III) и др.

Экспериментальные методы определения константы равновесия 1.Определение равновесных концентраций реагирующих веществ методом химического или физико-химического анализа с последующим расчетом константы равновесия по закону действующих масс. Основными трудностями этого метода являются сложность достижения истинного равновесия и невозможность сохранения постоянства концентрации раствора во время отбора пробы и проведения анализа.

2.Определение физико-химической величины, прямо пропорцииональной концентрации раствора. Например, измерение плотности, показателя преломления, электрической проводимости, оптической плотности или pH исследуемого раствора. По зависимости измеренной величины от состава раствора рассчитывают равновесную концентрацию исследуемого вещества, а затем считают равновесные концентрации других реагирующих веществ и константу равновесия. Преимуществами этого метода определения константы равновесия являются проведение анализа без отбора проб и постоянство концентрации раствора в процессе измерения.

3. Определение константы равновесия методом потенциометрии, т. е.

методом измерения электродвижущей силы (ЭДС) гальванического элемента, в котором протекает окислительно-восстановительная реакция.

Константу химического равновесия рассчитывают по формуле:

где Е – ЭДС гальванического элемента, В;

F = 96485 Кл/моль – постоянная Фарадея;

nе – число электронов, участвующих в реакции.

ЭДС гальванического элемента измеряют методом потенциометрии или рассчитывают по разности потенциалов окислителя и восстановителя.

1.8.1. Термодинамический расчет константы Константу химического равновесия можно рассчитать по любому, из термодинамических уравнений (1.4), (1.4а), (1.7), (1.10), (1.11) или (1.12), рассмотренных в настоящем пособии. Выбор уравнения для расчета химического равновесия зависит от условий протекания обратимого физико-химического процесса.

Из выше перечисленных термодинамических уравнений для расчета константы равновесия воспользуемся уравнением (1.4), из которого следует, что:

Из уравнения (1.13) видно, что для расчета константы равновесия Кр надо предварительно рассчитать изменение энергии Гиббса G 0 (T ), используя уравнения химической термодинамики, представленные в табл. 1.10.

Термодинамические уравнения, необходимые для расчета для расчета изменения энтальпии Эмпирическое уравнение зависимости C p = a + b T + c T 2 + теплоемкости реакции от температуры Сделав необходимые математические преобразования уравнений, представленных в табл.1.10, получим общее уравнение для расчета стандартного изменения энергии Гиббса реакции при Т = const.

Расчет G (T ) по уравнению (1.14) достаточно сложный и очень трудоемкий. Поэтому G 0 (T ) чаще рассчитывают по методу Темкинаr Шварцмана, используя вместо интегралов термические коэффициенты, независящие от природы вещества, по уравнению вида:

G 0 (T ) = H 0 (298) T S r0 (298) М. И. Темкин и Л. А. Шварцман рассчитали коэффициенты М0, М1, М2, М- входящие в уравнение 1.15, и составили справочные таблицы значений этих коэффициентов в широком диапазоне температур [ 20 ].

При расчете G 0 (T ) можно учитывать все коэффициенты уравнения (1.15) или некоторые из них в зависимости от необходимой точности получаемой величины G 0 (T ). Точность расчета G 0 (T ) зависит от принятого приближения при расчете изменения теплоемкости C p (T) в ходе реакции (табл. 1.11).

Уравнения расчета G (T ) при разных приближениях расчета C p п/п Примечание: 1. Самый точный расчет в п. 1.

Величину константы равновесия Кр, вычисленную по уравнению (1.15), можно пересчитать в другие константы равновесия в соответствии с заданным способом выражения состава системы по соответствующим уравнениям (табл. 1.4).

1.8.2. Расчет константы химического равновесия В статистической термодинамике для установления связи между термодинамическими свойствами системы, состоящей из множества частиц, и свойствами самих частиц вводятся функции:

спектроскопических исследований для некоторых веществ при разных температурах;

- тепловой эффект реакции 0 при абсолютном нуле температур, определяемый на основе калориметрических измерений.

По величине этих функций, приведенных в справочнике [20] в таблице термодинамических функций Эйнштейна для идеальных газов, можно рассчитать константу химического равновесия по уравнению:

1.8.3. Экспериментальное определение константы Экспериментальное исследование с целью определения равновесного состава системы, в которой протекает обратимая химическая реакция, предшествует расчету константы химического равновесия по закону действующих масс.

Принципы выбора анализируемого вещества и метода определения его равновесной концентрации рассмотрены в табл. 1.12 и табл. 1.13.

Равновесный состав системы определяют различными методами химического и физико-химического анализа. Причем достаточно определить в обратимом процессе концентрацию только одного из реагирующих веществ, обладающего характерным свойством:

аналитическим сигналом (табл. 1.12).

на примере предлагаемых обратимых процессов Краткое ионно-молекулярное АналитичесХарактерное уравнение обратимого процесса кий сигнал Формула Fe3+ + 3SCN (p) Fe(SCN)3(p) 2 Fe3+ + 2 I (p) 2 Fe (p) + I 2(p) Mg (p) + H 2 O MgOH (p) + H (p) CO 3(p) + HOН HCO 3(p) + OH (p) NH4OH(p) NH 4(p) + OH(р ) Выбор метода определения концентрации анализируемого вещества на примере предлагаемых в табл. 1.12 процессов сигнал Электриэлектричесческая метрия мость основные свойства Примечание:

– молярный коэффициент поглощения;

l – толщина поглощающего слоя, м;

– молярная электрическая проводимость раствора, См·м2/моль;

См(В) – молярная концентрация раствора, моль/м3;

Сэк(В), Сэк(Т) – молярные концентрации эквивалентов анализируемого вещества и титранта, моль/м3.

Концентрация анализируемого вещества или физико-химическая величина, пропорциональная его концентрации, через какой-то промежуток времени становится постоянной. Из этого следует, что в системе установилось равновесие: Сi = const, при Т = const.

Расчет равновесной концентрации анализируемого вещества выполняется по математическому уравнению, лежащему в основе метода анализа (табл. 1.13).

Расчет равновесных концентраций других реагирующих веществ рассчитывают на основе уравнения химической реакции, исходя из молярных соотношений этих веществ по алгоритму (табл. 1.14).

Пример расчета равновесной концентрации вещества А на основе молярных соотношений веществ в уравнении химической реакции Пусть вещества А и В взяты в стехиометрических соотношениях и к моменту равновесия образовалось х моль вещества Д.

Из уравнения реакции следует, что:

из 3 моль вещества А образовалось 2 моль вещества Д;

из nх моль вещества А образовалось х моль вещества Д.

Из пропорции следует, что вступило в реакцию вещества А:

Тогда вещества А в молях останется после реакции (при равновесии):

Алгоритм расчета равновесного состава системы объемом Vм Расчет константы равновесия реакции Кс для данной реакции рассчитывают на основе закона действующих масс (табл. 1.4) по уравнению Подставляя равновесные концентрации реагирующих веществ, рассчитанные по алгоритму (табл. 1.14), в выражение константы равновесия, получаем формулу для расчета Кс:

где х – экспериментальная величина равновесного количества вещества Д, моль.

1.9. ЗАДАНИЯ ДЛЯ ОБУЧЕНИЯ И САМОКОНТРОЛЯ

С целью усвоения и закрепления теоретического материала установите соответствие между вариантами заданий (первая графа) и ответами (вторая графа) в тестах.

Обозначьте выбранное соответствие цифрой и буквой: 1Д, 5А, 9В и т.д.

CuSO4 5H2O(к) СuSО4(к)+5H2O(г) Тест 1.9.3.Выражение константы равновесия для реакции типа 7. H2O(г)+ CO(г) CO2(г)+ H2(г) Тест 1.9.4. Термодинамические уравнения, отражающие влияние давления, температуры, состава системы на состояние химического равновесия Воздействие на систему путем изменения фактора 1. T (P = const) 2. T (V = const) Тест 1.9.5. Термодинамические уравнения, характеризующие состояние реакции в интегральной форме реакции в дифференциальной форме реакции в интегральной форме реакции в дифференциальной форме реакции при p = const реакции при V = const реакции при Рi = 101325Па 8. Уравнение изотермы химической реакции при Сi = 1моль/м 9. Уравнение зависимости Кx от Р идеальных систем Тест 1.9.6Соотношение между константами равновесия Кр и Кс для реакции 1. SO2(г)+Cl2(г) SO2Cl2(г) 2. S(ромб)+O2(г) SO2(г) 3. 3H2(г)+N2(г) 2NH3(г) 4. PCl5(г) PCl3(г)+ Cl2(г) 5. FeCl3(к)+6H2O(г) FeCl36H2O(к) 6. С6H6(г)+3H2(г) С6H12(г) 7. С6H6(г) 2H2(г)+ С6H2(г) 8. СuSO45H2O(к) СuSO4(к)+5H2O(г) 9. Fe(OH)3(к) FeO3(к)+3H2O(г) 10. CaCl2 6H2O(к) CaCl2(к)+ 6H2O(г)

2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫЕ РАБОТЫ

При изучении химических дисциплин важнейшую роль играет лабораторная работа, которая по существу является самостоятельным исследованием с постановкой задачи, её теоретическим обоснованием и экспериментальной проверкой ожидаемых результатов. Выполнение таких экспериментальных работ проводится в соответствии с правилами работы в лаборатории физической химии.

Общие правила работы и техники безопасности в лаборатории Согласно общим правилам поведения в лаборатории студенты обязаны:

- выполнять лабораторные работы в халате;

- соблюдать правила внутреннего распорядка: разговаривать тихо, не включать мобильные телефоны, не входить в лабораторию в верхней одежде, не принимать пищу, не пить воду и т. д.;

- содержать рабочее место в чистоте, не загромождая его;

- убрать и обезвредить реактивы пролитые или рассыпанные на столе;

- бережно относиться к учебникам, пособиям, методическим указаниям, не писать на их страницах;

- тщательно убрать рабочее место после окончания работы: отключить приборы, закрыть воду, помыть посуду и поставить её на сушилку;

- подготовиться к выполнению работы и обсудить её методику с преподавателем;

- ознакомиться с инструкцией работы на приборе и обсудить её с преподавателем, прежде, чем начать работу на любом приборе.

Основные правила проведения эксперимента При проведении эксперимента основными правилами являются следующие:

1. Приготовление растворов и проведение опытов проводится только в чистой посуде.

2. Реактивы общего пользования нельзя уносить на свое рабочее место.

3. Реактив, взятый и неизрасходованный, категорически воспрещается выливать обратно в склянку с реактивом.

4. Сухие соли набирают чистым шпателем или ложечкой, причем избыток реактива нельзя высыпать обратно в склянку.

5. Реактивы после использования в лабораторной работе следует сливать в специальные банки.

6. Не следует путать пробки от разных склянок. Пробки кладут на стол внешней поверхностью.

7. Для приготовления растворов точных концентраций использовать только мерные пипетки и мерные колбы.

8. Нельзя отбирать раствор пипеткой из общей склянки. Надо предварительно отлить раствор из общей склянки в стаканчик или колбочку, из которых затем пипеткой отбирают нужный объем раствора.

9. Склянки и банки с реактивами берут таким образом, чтобы ладонь руки закрывала этикетку, для сохранения надписи на склянке.

10. При отборе проб пипетками нужно использовать резиновые груши.

Отчет по лабораторной работе включает:

- титульный лист, на котором указывается: номер и название работы, дата выполнения, группа и Ф.И.О. студента и Ф.И.О преподавателя.

- цель работы: что следует выполнить экспериментально, а что следует рассчитать по теоретическим уравнениям;

- названия метода исследования, приборов и оборудования, позволяющих реализовать этот метод;

- перечень посуды и реактивов, необходимых для выполнения заданной лабораторной работы; вариант задания;

- теоретические основы работы;

- методику выполнения работы с целью определения равновесной концентрации анализируемого вещества;

- результаты экспериментальных данных в виде расчета равновесного состава системы и константы равновесия; представления полученных величин в виде таблиц и графиков;

- выводы по работе с сопоставлением теоретических и экспериментальных величин.

2.1. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ В ОТКРЫТОЙ ФОРМЕ

ДЛЯ ДОПУСКА СТУДЕНТОВ К ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ

1. Исследуемая реакция относится к типу 2. Анализируемым является вещество _.

3. Признаком протекания реакции является аналитический сигнал 4. Достижение равновесия определяется по признаку 5. Реакционная смесь берется в объеме 6. Концентрацию анализируемого вещества определяют методом _ 7. Метод определения электрической проводимости имеет название 8. Метод определения рН раствора имеет название 9. Концентрацию анализируемого вещества рассчитывают по уравнению _ 10. Ионно-молекулярное уравнение исследуемой реакции имеет вид 11. Достижение равновесия определяется по критерию _ 12. Выражение константы равновесия имеет вид 13. Расчета равновесных концентраций всех реагирующих веществ производится на основе молярных отношений 14. Концентрацию раствора анализируемого вещества рассчитывают по уравнению 15. Концентрация ионов водорода по величине рН рассчитывается по формуле 16. Концентрация ионов гидроксида по величине рН рассчитывается по формуле 17. Для расчета концентрации вещества по результатам титрования используется закон 18. Концентрацию вещества определяемого методом кондуктометрии, рассчитывают по уравнению 19. Экспериментально определяют концентрацию анализируемого вещества 20. Погрешность определения концентрации вещества методом титриметрии обусловлена причиной При выполнении лабораторных работ предлагается:

- дать теоретическую характеристику изучаемой обратимой химической реакции или физико-химического процесса в растворе;

- определить экспериментально равновесную концентрацию одного из реагирующих веществ или ионов тем или иным методом химического или физико - химического анализа;

- рассчитать равновесные концентрации других реагирующих веществ или ионов в соответствии с ионно – молекулярным уравнением реакции или схемой физико-химического процесса;

- рассчитать константу равновесия на основе закона действующих масс;

- построить необходимые графики;

- рассчитать тепловой эффект реакции по данным эксперимента аналитически и графически, если это возможно;

- сделать теоретически обоснованные выводы по результатам работы.

РАБОТА 1.

Определить равновесные концентрации реагирующих Цель работы:

веществ, рассчитать константу равновесия гомогенной концентрациях и температурах, среднюю величину Метод исследования: титриметрия.

Приборы и оборудование: термостат; титровальная установка.

Посуда: 2-4 конические колбы на 100 мл;; 2 мерных цилиндра на 50 мл;

пипетка на 10 мл, 2 колбы с удлиненным горлом Реактивы: 0,03 М раствор FeCl3; 0,03 М раствор KI; 0,015 М раствор Na2S2O3; водный раствор крахмала; лед (снег).

В лабораторной работе предлагается изучить химическое равновесие гомогенной реакции в растворе, которая протекает по уравнению:

1.1 Напишите:

– краткое ионно-молекулярное уравнение исследуемой реакции;

– выражение константы химического равновесия КС, в соответствии с законом действующих масс.

1.2 Определите тип обратимого процесса и докажите, что для заданной реакции Кс = Кр.

1.3 Дайте термодинамическую характеристику прямой реакции при стандартных услловиях. Используя ионно –молекулярное уравнение реакции, рассчитайте по справочным данным [20,21]:

изменение энтальпии (тепловой эффект) реакции Hr0 и определите тип реакции (экзо – или эндотермическая);

изменение энтропии реакции Sr0 и определите, как изменяется упорядоченность системы;

изменение энергии Гиббса Gr0 и определите направление самопроизвольного процесса(прямая или обратная реакция).

1.4 Напишите уравнение изобары химической реакции и по знаку H r оцените, как повлияет температура на величину константы равновесия Кр.

1.5. Определите аналитический сигнал протекания исследуемой реакции.

1.6. Укажите признак, по которому можно судить о достижении равновесия исследуемой реакции.

2.1. Получите у преподавателя вариант задания (табл. 2.1) и занесите в табл. 2.2 исходные объемы растворов FeCl3 и KI и температуру, при которой следует провести реакцию.

Вариант 2.2 Приготовьте две сухие колбы на 100 мл с пробками (горло колбы должно быть удлиненным):

– налейте в них с помощью цилиндров на 50 или100 мл заданные объемы растворов FeCl3 и KI;

– поместите их в термостат при температуре при заданной температуре на 10-15 мин.;

– вылейте содержимое одной колбы в другую колбу, которую закройте пробкой и оставьте в термостате до конца опыта.

Момент сливания растворов – это время начала реакции.

Примечание: Если реакцию проводят при комнатной температуре, то растворы FeCl3 и KI влейте сразу в одну колбу, которую плотно закройте пробкой.

Момент сливания растворов – это время начала реакции.

2.3 Подготовьте к моменту отбора проб:

– три конических колбы на 100 мл, в которые налейте 20 - 30 мл дистиллированной воды и поместите их в охладительную смесь (снег или лед);

– титровальную установку, бюретку которой заполните 0,015 М раствором Na2S2O3;

– раствор крахмала.

2.4 Отберите через 20 мин от начала опыта первую пробу исследуемой смеси пипеткой на 10 мл;

– влейте ее в колбу с охлажденной водой;

– быстро оттитруйте выделившийся йод 0,015 м раствором Na2S2O3, прибавляя раствор Na2S2O3 до светло- желтой окраски раствора;

– добавьте несколько капель раствора крахмала до синего окрашивания раствора и продолжите титрование пробы раствором Na2S2O3 до полного обесцвечивания раствора;

– измерьте объем раствора Na2S2O3, пошедший на полное обесцвечивание йода, выделившегося за 20 мин протекания реакции;

– занесите время и полученный объем Na2S2O3 в табл. 2.3.

2.5 Отберите через 30 мин от начала опыта вторую пробу исследуемой смеси пипеткой на 10 мл;

– влейте ее в следующую колбу с охлажденной водой;

– оттитруйте йод раствором Na2S2O3, как описано в пункте 2.4.

реакции t, мин V(Na2S2O3), мл 2.6 Отберите через 40 мин от начала опыта третью пробу, оттитруйте раствором Na2S2O3,(п. 2.4).

2.7 Время и объемы титранта Na2S2O3 занесите в табл. 2.3.

2.8 Отбирайте пробы до тех пор, пока объемы Na2S2O3, израсходованные на титрование йода в двух последних взятых пробах, не станут практически одинаковыми:

– постоянство V(Na2S2O3) указывает на достижение равновесия;

– наименьшее время, при котором объем раствора Na2S2O3, пошедший на титрование пробы, стал постоянным, является временем достижения равновесия.

3. Обработка экспериментальных данных 3.1 При титровании протекает реакция:

Из уравнения реакции следует, что 1 моль I2 реагирует с 2 молями Na2SO3, поэтому C(I2) = 1/2C(Na2S2O3).

3.2 Рассчитайте равновесную концентрацию иода по уравнению:

3.3. Рассчитайте равновесные концентрации всех реагирующих веществ на основании уравнения исследуемой реакции по алгоритму, представленному в виде табл. 2.4.

3.4. Рассчитайте константу равновесия Кс по уравнению, записанному в разделе 1.1. настоящей работы реакции Молярные соотношения реагирующих веществ продуктов р-ции Концентрации в реакцию Концентрации при равновесии Примечание: V(FeCl3) + V(KI) = 100 мл 3.5. Занесите в табл. 2.5 рассчитанные равновесные концентрации реагирующих веществ и константу равновесия.

Равновесные концентрации Константа равновесия Кc, 3.6 Представьте в виде табл. 2.6 результаты экспериментальных и расчетных данных реакции, полученных всеми исследователями.

Объединенные экспериментальные и расчетные данные 3.7. Рассчитайте:

среднее значение константы равновесия K с (Т ) исследуемой реакции при каждой температуре по формуле K c = K c, где n – число значений константы равновесия.

тепловой эффект исследованной реакции Н из уравнения изобары химической реакции в интегральной форме:

Погрешность определения теплового эффекта по формуле:

где T - расчетное теоретическое значение теплового эффекта (п.1.3 в теоретических основах лабораторной работы).

4.1. Назовите признак, по которому Вы установили момент наступления равновесия.

4.2. Укажите время достижения равновесия при каждой температуре и характер его изменения при повышении температуры.

4.3. Оцените влияние начальных концентраций исходных веществ на величину Кс. Как это согласуется с законом действующих масс?

4.4. Оцените влияние температуры на величину Кс, сравните с теоретическим прогнозом (п. 1.4. в теоретических основах лабораторной работы).

4.5. Укажите источники погрешности экспериментального определения теплового эффекта исследуемой реакции.

4.6. Назовите основные химические законы, использованные при расчетах в лабораторной работе.

РАБОТА 2.

Цель работы: определить концентрацию ионов водорода или ионов гид роксида в растворе соли при заданной температуре, рас считать константу гидролиза и тепловой эффект реакции Метод исследования: pH-метрия.

Приборы и оборудование: pH-метр, термостат.

Посуда: мерные колбы на 50 мл, цилиндры на 25 мл.

Реактивы: 0,1-молярные растворы солей: NH4Cl; NH4NO3; CH3COONa;

CH3COOK; Na2CO3; Na2SO3; Na2C2O4; Na3PO4; NaH2PO4; Na2HPO 1.1. Напишите:

- уравнение электролитической диссоциации соли, (заданной преподавателем) и определите тип гидролиза: по аниону или по катиону будет гидролизоваться эта соль - краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза соли по первой ступени и определите реакцию среды;

- выражение константы гидролиза соли Кг в соответствии с законом действующих масс, принимая, что концентрация воды практически постоянна и в выражении Кг не включается по справочным данным [8].

1.2. По справочным данным [20,21] теоретически рассчитайте величину константы гидролиза Кг заданной соли по одному из уравнений:

где: K - константа воды (ионное произведение воды) при температуре 299 К.

КД (кислоты) и КД (основания) - константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания соответственно.

Примечание: если рассчитать Кг по I ступени, то Кд берут по последней ступени диссоциации кислоты или основания.

1.3 Выберите уравнение для характеристики соотношения между константой гидролиза заданной соли, концентрацией раствора этой соли и рН раствора:

Определите вид зависимости рН – lg C (соли) или рОН – lg C (соли).

1.4. Дайте термодинамическую характеристику реакции гидролиза соли.

Для этого, рассчитайте:

- изменение энтальпии (тепловой эффект) реакции гидролиза соли Н г и определите тип реакции (экзо - или эндотермическая);

- изменение энтропии реакции гидролиза соли Sог и определите, как будет изменяться упорядоченность системы в ходе реакции;

- изменение энергии Гиббса реакции гидролиза соли Gог и оцените возможность её самопроизвольного протекания при 298 К.

1.5. Напишите уравнение изобары химической реакции (1.8) и по знаку Нг теоретически предположите, как будет изменяться константа гидролиза соли Кг при увеличении температуры.

1.6. Определите аналитический сигнал протекания реакции гидролиза соли.

1.7. Укажите признак, по которому можно судить о достижении равновесия реакции гидролиза соли.

2.1. Приготовьте четыре раствора заданной соли в 4-х мерных колбах на 50 мл следующим образом:

- влейте с помощью бюретки в каждую из колб определенный объем 0,1молярного раствора соли: 20 мл раствора в 1ю колбу - долейте до метки дистиллированную воду в каждую из колб;

- закройте колбы пробками и хорошо перемешайте.

2.2. Перелейте из каждой колбы примерно 25-30 мл раствора соответственно в первый, второй, третий и четвертый цилиндры на 25 мл.

2.3. Поместите цилиндры в стакан, а затем стакан поставьте в термостат при заданной температуре на 10 – 15 мин.

2.4. Измерьте pH растворов солей с помощью рН-метра.

2.5. Рассчитайте исходные молярные концентрации полученных растворов.

2.6. Внесите в табл. 2.7 величины рН и исходные концентрации раствора исследуемой соли.

2.7. Проведите опыты (п.2.3 – 2.6) при другой температуре.

Исследуемая соль _ 3. Обработка экспериментальных данных 3.1. Рассчитайте и внесите в табл. 2.7:

- по величине рН равновесные концентрации ионов водорода или ионов гидроксида в зависимости от типа гидролиза соли (табл. 1.13);

-равновесные концентрации соли и продуктов гидролиза этой соли по алгоритму (табл. 1.14);

- константу гидролиза соли Кгэ по закону действующих масс;

3.2 Рассчитайте lg C (соли) и внесите в табл 2.8 lg C (соли), рН и рОН.

3.3.Постройте графики в координатах рН – lg С (соли) или рОН–lgС(соли).

lg C(соли) 3.4. Определите константу гидролиза соли Кэг. методом графической экстрополяции прямолинейной зависимости рН – lg С (соли).

3.5. Рассчитайте тепловой эффект реакции гидролиза соли из уравнения изобары химической реакции, используя константы гидролиза соли при разных температурах: Кг(Т1) и Кг(Т2).

3.6. Если опыт проводили только при одной температуре Т1, то для расчета теплового эффекта используйте Кэг(Т2), вычисленную другим экспериментатором.

3.7. Рассчитайте погрешность определения величины теплового эффекта реакции гидролиза соли относительно его теоретического значения.

3.8. Внесите в табл. 2.9 величины, характеризующие процесс гидролиза соли Примечание к табл. 2.9:

K ( p) - константа равновесия, рассчитанная по экспериментальным данным;

K Э (Г ) - константа равновесия, рассчитанная методом графической экстраполяции;

K T - константа равновесии, рассчитанная теоретически 4.1. По величине Кг определите, в сторону какой реакции (прямой или обратной) смещено равновесие гидролиза исследуемой соли.

4.2. Оцените влияние концентрации раствора соли на величину Кг и определите, как это согласуется с законом действующих масс.

4.3. Оцените влияние концентрации раствора на величину степени гидролиза г. соли. Как это согласуется с законом разведения 4.4. Оцените влияние температуры на величину Кг и сравните опытные данные с теоретическим прогнозом.

4.5. Укажите источники погрешности экспериментального определения теплового эффекта исследуемой реакции гидролиза.

РАБОТА 3. Изучение химического равновесия в растворе Цель работы: определить равновесную концентрацию малорастворимой соли в растворе; рассчитать константу гетерогенного равновесия (произведение растворимости) малорастворимой соли, средний тепловой эффект и другие термодинамические функции процесса растворения.

Метод исследования: кондуктометрия.

Приборы: кондуктометр, термостат.

Посуда: коническая колба на 200-250 мл с пробкой; стаканы на 100-150 мл Реактивы: малорастворимые соли : BaSO4, BaCO3, BaCrO4, AgCl, AgBr, В лабораторной работе предлагается изучить процесс растворения малорастворимой соли типа 1.1 ( АgCl, AgBr и т.д.) и соли типа 2- (BaSO4, CaCO3 и тд), сопровождающийся установлением гетерогенног равновесия типа МеА(к) Ме (р) z + + A(р)z-.

Раствор, полученный при растворении малорастворимой соли, в равновесии с кристаллами соли является насыщенным и бесконечно разбавленным: концентрация насыщенного раствора равна его растворимости Снас(МеА)=S (МеА).

1.1. Напишите - уравнение гетерогенного равновесия в насыщенном растворе малорастворимой соли МеА, заданной преподавателем;

- выражение константы гетерогенного равновесия, называемой произведением растворимости малорастворимой соли ПР(соли) 1.2. Приведите справочное значение ПР (соли) и рассчитайте концентрацию ионов соли в растворе.

1.3 Дайте термодинамическую характеристику гетерогенного равновесия в растворе малорастворимой соли. В соответствии с уравнением гетерогенного равновесия рассчитайте:

- Изменение энтальпии (тепловой эффект) 0 процесса растворения малорастворимой соли и определите тип процесса (экзо – или эндотермический);

- Изменение энтропии процесса растворения малорастворимой соли S S0 и оцените степень упорядоченности системы;

- Изменение энергии Гиббса процесса растворения малорастворимой соли G S и определите направление самопроизвольного процесса 1.4. Напишите уравнение изобары процесса растворения малорастворимой соли и по знаку 0 теоретически предположите, как будет влиять температура на величину константы гетерогенного равновесия.

1.5. Определите аналитический сигнал растворения малорастворимой соли.

1.6. Укажите признак достижения гетерогенного равновесия.

2.1 Подготовьте малорастворимую соль, заданную преподавателем, к - приготовьте колбу на 200-250 мл с воронкой и бумажным фильтром;возьмите небольшое количество малорастворимой соли и поместите на фильтр;

- промойте методом декантации (добавлением дистиллированной воды - перенести промытый осадок с фильтра в чистую колбу, залейте дистиллированной водой и тщательно перемешайте.

2.2 Подготовьте кондуктометр к работе. Для этого включите его в сеть, установите режим измерения удельной электрической проводимости.

Электрод для измерения проводимости тщательно промойте дистиллированной водой, а затем выдержите в ней 10-15 мин. в дистиллированной воде.

Примечание: после измерения электрической проводимости исследуемого раствора соли тщательно промойте электрод дистиллированной водой несколькими порциями (последней порции воды) = (H 2O). 10-6 См (Сименс) 2.3 Измерьте удельную электрическую проводимость дистиллированной воды (H 2O) и подготовленного насыщенного раствора малорастворимой соли р при комнатной температуре. Величины температуры, (H 2O) и р внесите в табл. 2.10.

2.4 Поместите стакан с дистиллированной водой и стакан с исследуемым раствором малорастворимой соли в термостат при другой температуре, указанной преподавателем.

2.5 Измерьте через 15-20 мин удельную электрическую проводимость воды и насыщенного раствора исследуемой соли. Величины температуры, (H 2O) и р запишите в табл. 2.10.

Малорастворимая соль _ 3.1. Рассчитайте при каждой температуре удельную электрическую проводимость соли (соли) по формуле:

Полученные данные в См/м внесите в табл. 2. 3.2. Рассчитайте при каждой температуре по справочным данным [20] электрическую проводимость соли при бесконечном разбавлении по формуле:

где + и - - предельные электрические проводимости катиона и аниона при температуре 25оС.

3.3 Рассчитайте при каждой температуре электрическую проводимость ионов при бесконечном разбавлении по формулам:

где: +(25), -(25) – справочные значения [20] предельных электрических проводимостей катиона и аниона соответственно при 250С,См·м2/моль;

+ и - -справочные значения [20] температурных коэффициентов электрической проводимости катиона и аниона соответственно;

Т – температура опыта, С.

3.4. Рассчитайте при каждой температуре равновесную концентрацию исследуемой соли в насыщенном растворе при условии, что молярная электрическая проводимость насыщенного раствора малорастворимой соли практически равна молярной электрической проводимости раствора этой соли при бесконечном разбавлении., по формуле где: Сэк (МеА) равновесная молярная концентрация эквивалентов соли в моль экв/м3.

Полученные значения Сэк (МеА) в моль/л внесите в табл. 2.10.

3.5. Рассчитайте при каждой температуре концентрации ионов соли С(Меz+) и С(Аz-) в моль/л, по формуле где Zэк – число эквивалентности соли.

3.6. Рассчитайте при каждой температуре константу гетерогенного равновесия (произведение растворимости) малорастворимой соли МеА, используя найденные величины С(Меz+) и С(Аz-) ( табл. 1.13).

Полученные значения ПРэ внесите в табл. 2.10.

3.7. Рассчитайте средний тепловой эффект процесса, приводящего к установлению гетерогенного равновесия в растворе соли H s из уравнения изобары по найденным величинам ПРэ при двух температурах Т1 и Т2.

3.8. Рассчитайте при каждой температуре стандартную энергию Гиббса процесса, приводящего к установлению гетерогенного равновесия в растворе соли G s по уравнению (1.4) и энтропию этого процесса Ss из уравнения Гиббса ( табл.1.10).

3.9. Внесите в табл. 2.11. все справочные, расчетные и экспериментальные величины, характеризующие гетерогенное равновесие в растворе исследуемой малорастворимой соли.

Характеристика гетерогенного равновесия в растворе малорастворимой соли Малорастворимая соль _ К кДж/моль кДж/моль Дж/(мольК) Дж/(мольК) кДж/моль кДж\моль 4.1. Укажите признак наступления гетерогенного равновесия в растворе растворения исследуемой соли.

4.2. Оцените влияние температуры на величину константы гетерогенного равновесия (произведения растворимости). Как это согласуется с теоретическим прогнозом ?

4.3. Сравните экспериментальную и справочную величины произведения растворимости исследуемой соли при 25оС. Укажите источники погрешности.

4.4. Сравните экспериментальные и расчетные величины термодинамических функции, характеризующих гетерогенное равновесие в растворе исследуемой малорастворимой соли. Обсудите причины погрешности.

4.5. Рассчитайте погрешность определение теплового эффекта процесса растворения соли относительно его теоретического значения. Укажите источники погрешности

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Почему химическое равновесие называют динамическим? В каких реакциях оно устанавливается?

2. Каковы признаки химического равновесия?

3. Какие величина служат количественной мерой химического равновесия?

4. Какие величины входят в выражение константы химического равновесия?

5. Каковы единицы измерения констант химического равновесия КР и КС?

6. Какова взаимосвязь между константами, выраженными различными способами?

7. При каких условиях численные значения констант КР и КС совпадают?

8. Какие факторы влияют на константы химического равновесия КР и КС?

9. Как записывается выражение для констант химического равновесия в случае гетерогенных реакций?

10. Какие величины входят в уравнение изотермы химической реакции и какова его практическая значимость?

11. Как можно рассчитать константу химического равновесия КР, используя стандартную энергию Гиббса химической реакции?

12. В чем сущность метода Темкина-Шварцмана для расчета константы химического равновесия при любой температуре?

13. Что отражает уравнение изобары и изохоры химической реакции?

14. Какая величина определяет характер зависимости константы химического равновесия от температуры?

15. В каких координатах зависимость константы химического равновесия от температуры выражается прямой линией? Какой наклон имеет эта прямая для экзо- и эндотермической реакций?

16. Как на основании экспериментальных данных определить константу химического равновесия при различных температурах?

17. Как рассчитать средний тепловой эффект химических реакций, если известны значения КР или КС при разных Т?

18. Что подразумевают под понятием нарушение или сдвиг химического равновесия?

19. Как качественно можно оценить направление смещения или сдвига химического равновесия при постоянной температуре, если изменить давление (объем) в системе, концентрацию исходных веществ или продуктов реакции?

20.Как, исходя из принципа Ле-Шателье, предвидеть влияние температуры на константу химического равновесия и направление протекания химической реакции?

3. ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

Для лучшего усвоения теоретических основ химического равновесия в пособие включены многовариантные задачи, каждая из которых индивидуальна по заданию, но решается по общему алгоритму.

Решение многих задач сопровождается работой со справочной литературой [20], графическим представлением результатов расчета и их теоретическим осмыслением.

Основы расчета константы химического равновесия, и примеры решения задач, рассмотренные в настоящем пособии, а также учебная литература, представленная в библиографическом списке, помогут студенту успешно выполнить предлагаемые задания для самостоятельной работы.

Пример 1. Оксид серы (VI) получают по следующей обратимой реакции SO2(г) + NO2(г) SO3(г) + NO(г). Определите равновесные концентрации всех реагирующих веществ если при 50о С константа равновесия Кс= 5,042, а исходные концентрации SO2 и NO2 равны по 1 моль/дм3. Определите степени превращения SO2 и NO2 в продукты реакции.

Р е ш е н и е. Пусть х – концентрация веществ SO2 и NO2, прореагировавших к моменту равновесия. Тогда в соответствии с уравнением реакции из х молей SO2 и х молей NO2 образуется х молей SO и х молей NO. Равновесный состав системы можно определить по алгоритму, представленному в виде таблицы.

Концентрация продукта Су(В) моль Равновесная концентрация С(В) моль Для данной реакции константа равновесия Кс в соответствии с законом действующих масс (табл. 1.4) выражается уравнением При подстановке в выражение константы равновесия равновесных концентраций всех веществ и величины константы равновесия в соответствии c условием задачи и решении полученного квадратного уравнения относительно величины х, получим следующее уравнение:

Решим это квадратное уравнение относительно х.

5,042 (1-х)2 = х2;

4,04х2- 10,084+5,042 = Получим: х1 = 0,692; х2=1,803.

Выбираем х = 0,692, т. к. количество прореагировавшего вещества должно быть меньше исходной концентрации.

Равновесные концентрации всех реагирующих веществ равны следующим величинам.

С(SO2) = C(NO2) = 1 – 0,692 = 0,308 моль/дм3;

С(SO3) = C(NO) = 0,692 моль/дм3.

Степени превращения SO2 и NO2 в продукты реакции вычислим по формулам:

Пример 2. Для обратимой реакции рассчитайте Кр и Кс, а также степени превращения веществ Н2О и Cl2 в продукты реакции при Р = 1,01325·105 Па и Т = 753 К, если при смешении 0,62 молей Н2О с 0,48 молями Сl2 к моменту равновесия образуется 0, моля HCl.

Р е ш е н и е. В соответствии с законом действующих масс (табл. 1.4) константы равновесия реакции Кр и Кс выражаются уравнениями Рассчитываем константу равновесия Кр, т. к. задано общее давление системы и неизвестен её объем.

Расчет равновесных количеств реагирующих веществ проводим по алгоритму (табл. 1.14) Определим равновесные парциальные давления всех реагирующих газов, используя закон Дальтона где ni - общее количество молей всех веществ;

n i = n (H2O) + n (Cl2) + n (HCl) + n (O 12 ) = 0,52 + 0,38 + 0,20 + 0,05 = 1,15 моль Константа равновесия, рассчитанная по закону действующих масс будет равна:

Единицы измерения Кр, зависят от (табл. 1.3). Для данной реакции изменение числа молей газообразных веществ в ходе реакции вычисляется по формуле =[(4n (HСl) + n (O2)] – [(2n (H2O) + (2n (Cl2)]= (4+1) – (2+2) = 1.

Рассчитаем Кс через Кр (табл. 1.4) Кс = Кр (RТ)- = 1,73 ·102 (8,314 · 753)-1 = 2,76 ·10-2 моль/м3.

Определим степени превращения исходных веществ Н2О и Cl2 в продукты Пример 3. Определите исходную концентрацию уксусной кислоты и степень её диссоциации в растворе, pH которого равен 3,144 при 298 К.

Константа диссоциации Кд уксусной кислоты в водном растворе при 298 К равна 1,754 10-5.

Р е ш е н и е. Константа диссоциации уксусной кислоты Кд – это константа равновесия Кс для процесса электролитической диссоциации кислоты в водном растворе (табл. 1.1), записываемого уравнением вида:

По величине рН раствора определим равновесную концентрацию ионов Н, которая будет равна равновесной концентрации ионов CH3COOpH = -lg C H = 3,144;

Из выражения для КД определим равновесную концентрацию CH3COOH.

Определим исходную концентрацию Со уксусной кислоты, по алгоритму:

Рассчитаем величину степени диссоциации CH3COOH по формуле Исходная концентрация уксусной кислоты, равная, 0,0301 моль/дм3, практически равна равновесной 0,0293 моль/дм3, так как константа и степень диссоциации очень малы, следовательно, равновесие диссоциации кислоты смещено влево, т. е. в сторону молекулярной формы кислоты.

Уксусная кислота – слабый электролит.

Пример 4. Гетерогенная реакция протекает при 700 К. определите количество прореагировавшего к моменту равновесия твердого PbCl2, если константа равновесия Кр равна 3,7 Па, объем системы 4·10-3 м3, а исходное давление Н2 равно 1,5·104 Па.

Р е ш е н и е. Из уравнения химической реакции следует, что все реагирующие вещества взаимодействуют в одинаковых молярных отношениях.

Следовательно, к моменту равновесия прореагируют одинаковые количества твердого вещество PbCl2 и газа Н2.

Для определения количества прореагировавшего водорода необходимо записать выражение констнаты равновесия гетерогенной реакции, протекающей в системе объемом V (концентрации твердых веществ PbCl и Pb постоянны и не включаются в выражение константы равновесия Кс).

Определим исходное количество водорода no(H2), используя уравнение Менделеева – Клапейрона и данные задачи Пусть х – количество газообразного Н2 и равное ему количество твердого PbCl2, прореагировавшее к моменту равновесия. Определим равновесное количество Н2 и НCl по алгоритму.

Определим равновесные концентрации H2 и HCl Определим константу равновесия Кс по величине Кр, при = 2 – 1 = 1.

Кс = Кр (RT)- = 3,7(8,314700)-1 = 6,35 10-4 моль/м3.

Подставим все величины в выражении для Кс и решим полученное квадратное уравнение относительно х:

Получим х1 = 8,06 10-5, х2 = -8,12 10-5.

Отрицательный корень не имеет смысла, следовательно, n(Н2)=9,5410-5 моль.

Количество прореагировавшего твердого PbCl2 равно такой же величине:

n (PbCl2) = 9,5410-5 моль.

Пример 5. При температуре 313 К в закрытом сосуде объемом 5 м3 из кристаллогидрата BaCl2 2H2O массой 1.19 кг в результате дегидратации частично испарилась вода, что привело в состоянии равновесия к увеличению давления в системе на 2103,5 Па.

1. Определите количество испарившейся к моменту равновесия воды.

2. Рассчитайте массу кристаллогидрата в равновесии и напишите изменившуюся формулу кристаллогидрата.

3. Вычислите константу равновесия Кр и Кс при температуре 313 К.

4. Рассчитайте изменение энергии Гиббса G в процессе дегидратации кристаллогидрата при температуре 313 К.

1. Запишем уравнение процесса дегидратации кристаллогидрата BaCl2 2H2O при 313 К:

Определим количество nх(Н2О) испарившейся воды, используя уравнение Менделеева – Клапейрона. PV = nRT;

Определим массу m (Н2О(г)) испарившейся воды 2. Рассчитаем массу кристаллогидрата в равновесии m (BaCl2·n H2O(к)) = m (BaCl2·2H2O(к)) – m(H2O(г)) = 1190 – 72,76 = 1117,24г.

Для определения изменившейся формулы кристаллогидрата необходимо по уравнению реакции дегидратации определить, сколько молей Н2О испарилось из 1моль соли BaCl22Н2О Определим, сколько моль H2O приходится на 1 моль BaCl2 после процесса дегидротации:

Составим новую формулу кристаллогидрата 3. Для нахождения константы равновесия Кр гетерогенного процесса дегидратации напишем уравнение частичной дегидратации и выражение закона действующих масс (табл. 1.4) В выражение константы не включили твердые вещества BaCl2 · 2H2O и BaCl2 · 1,17H2O.

Определим Кс через Кр (табл. 1.3) Определим константу равновесия Кс другим способом: через количество nх испарившейся воды и объем системы.

Полученные величины Кс имеют одинаковое значение.

4. Рассчитаем изменение энергии Гиббса процесса дегидратации по уравнению (1.4а.) = – 8,314 313 (ln 572,85 – 0,83 ln 1,01325105) = 8369,02 Дж.

G 0, следовательно, процесс дегидратации – несамопроизвольный.

Пример 6. Для обратимой реакции Константа равновесия Кр = 3,049·105 Па при температуре 500 К.

Определите, будет ли происходить разложение PCl5 в газовой смеси, содержащей PCl5, PCl3 и Cl2, исходные парциальные давления (Па) которых равны:

1) P0(PCl5) = 5 · 104; P0(PCl3) = 20 · 104; P0(Cl2) = 1 · 104;

2) P0(PCl5) = 0,2 · 104; P0(PCl3) = 10 · 104; P0(Cl2) = 2 · 104;

Р е ш е н и е. Определим знак изменения энергии Гиббса для заданных исходных парциальных давлений по уравнению изотермы химической реакции (1.5) Это означает, что при заданных исходных парциальных давлениях реакция протекает в прямом направлении, т. е. разложение PCl5,будет происходить.

т. к. ln 0,305 0, Gr,т 0.

Расчет показывает, что при заданных исходных парциальных давлениях реакция протекает в обратном направлении, т. е. PCl5 разлагаться не будет.

Пример 7. Для обратимой химической реакции при Т = 500 К константа равновесия Кр равна 2,883 10-6 Па. Определите константу равновесия Кр при температуре 800 К, если средний тепловой эффект реакции r в данном температурном интервале равен 199,9 кДж.

Р е ш е н и е. Исследуемая реакция является эндотермической, протекает с поглощением теплоты, так как r 0, следовательно, при повышении температуры константа равновесия должна увеличиваться (табл. 1.5), а равновесие реакции будет смещаться в направлении прямой реакции.

Из уравнения изобары химической реакции выражаем величину ln Kp (800), переведя величину r в Дж.

откуда Проанализируем полученную величину. Полученное значение Кр(800) значительно больше Кр (500), следовательно, расчеты сделаны правильно. При температуре 800 К реакция преимущественно протекает в прямом направлении (равновесие смещено вправо).

Пример 8. Для реакции SO2Cl2(г) SO2(г) + Cl2(г) при постоянном давлении, выраженном в Па, зависимость константы равновесия от температуры выражается эмпирическим уравнением 1. Определите константу равновесия Кр при Т = 400 К, 2. Постройте график lg Kр = f в пределах от 200 К до 600 К.

3. Укажите, как изменяется константа равновесия Кр с увеличением температуры.

4. Рассчитайте средний тепловой эффект реакции r аналитически и графически, используя уравнение изобары химической реакции.

5. Рассчитайте тепловой эффект при 400 К по закону Кирхгофа и сопоставьте с рассчитанным в п. 4.

1. Определяем константу равновесия при температуре 400 К = – 5,625 + 1,75 · 2,6021 – 0,182 + 7,206 = 5,953.

Кр = 105,953 = 8,98·105 Па, Единицы измерения константы равновесия Па, где - изменение числа молекул газообразных веществ в результате протекания реакции, 2. Предварительно рассчитанные величины и lgKp в пределах температур от 200 К до 600 К, представляем в виде таблицы и графика зависимости lg K = f.

3. С увеличением температуры константа равновесия значительно увеличивается (табл, рис. 2).

4. Средний тепловой эффект реакции r в заданном интервале температур рассчитывается по уравнению изобары химической реакции в интегральной форме вида (1.10) графически, а вида (1.11) аналитически.

4.1 Уравнение изобары химической реакции (1.10) имеет вид:

где С – постоянная интегрирования Средний тепловой эффект реакции r рассчитываем методом графического дифференцирования по тангенсу угла наклона прямой на графике lg Kp = f.

Из графика (рис. 2) находим: tg Исходя из уравнения изобары химической реакции следует, что r = - 2,3 Rtg = – 2,3 8,314 (-2466,7) = 47168,7 Дж 4.2 Рассчитаем r аналитически по уравнению изобары химической реакции (1.11), преобразованному в уравнение вида Учитывая, что ln K = 2,3 lg K, расчет r ведем по уравнению, используя значения температур и lg K, представленных в таблице.

Находим среднее значение r Величины теплового эффекта реакции r, рассчитанные графически и аналитически, практически совпадают по знаку и порядку величин.

5. Рассчитаем тепловой эффект исследуемой реакции по закону Кирхгофа где r,(298) – тепловой эффект реакции при 298 К;

а, в, с – изменения эмпирических коэффициентов в уравнении зависимости теплоемкости от температуры ср = а + вТ + 2 для химической реакции.

Для расчета величин r,298, а, в, с составляем таблицу справочных данных [20].

Вещество Тепловой эффект при 298 К рассчитаем, используя следствие из закона Гесса r,298 = f (SO2) + f (Cl2) - f (SO2Cl2) = – 296,90 + 0 – (–363,17) = Аналогично рассчитаем величины а, в, с Рассчитаем r,400.

= 65206 Дж.

Сопоставим полученное значение теплового эффекта с величинами теплового эффекта, рассчитанными графически и аналитически по уравнению изобары химической реакции на основании констант равновесия, определенных по соответствующему эмпирическому уравнению. Полученные величины r одного знака и одного порядка,т.е.

достаточно хорошо соответствуют друг другу.

Пример 9. Вычислите по методу Темкина – Шварцмана константу равновесия Кс при Т = 700 К для реакции используя различные приближения метода.

Р е ш е н и е. Для определения Кр рассчитаем G T (Т), используя различные приближения при определении С Р (табл. 1.11) Составим таблицу необходимых справочных данных [20] для расчета Н o (298),S o (298),С р(298), а, в, с исследуемой реакции.

При Т = 700 К выпишем значения коэффициентов из справочника [20]:

Мо = 0,2794; М1 = 0,1153·103 ; М-2 =0,1853·10-5.

Рассчитаем величины Н o (298) и S o (298) для исследуемой реакции = 0 + 2(-92,31) –(-359,81 + 0) = 175,2 кДж = 175200 Дж.

S o (298) = ( So (Pb) + 2So (HCl)) – ( So (PbCl2) + So (H2 )) = = (64,81 + 2·186,79) – (135,98 + 30,52) = 171,89 Дж/К.



Pages:   || 2 |
 
Похожие работы:

«МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИМЕНИ М. В. ЛОМОНОСОВА Химический факультет Кафедра общей химии О. В. Архангельская, И. А. Тюльков Методическое пособие по курсу общей и неорганической химии для студентов первого курса факультета фундаментальной медицины Москва – 2004 МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИМЕНИ М. В. ЛОМОНОСОВА Химический факультет Кафедра общей химии Утверждено Учебно-методической комиссией кафедры общей химии О. В. Архангельская, И. А. Тюльков Методическое пособие по...»

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ ГОУ ВПО Иркутский государственный университет НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Часть 1 Методические указания к лабораторным работам Печатается по решению ученого совета химического факультета Иркутского государственного университета Рецензент: канд. хим. наук, доц. Н. Ф. Апрелкова Составители: д-р хим. наук, проф. А. Ю. Сафронов; канд. хим. наук, доц. В. А. Стальмакова; канд. хим. наук, доц. Л. М. Димова; канд. хим. наук М. Ю. Дмитриченко; асп. М. Т. Мункуева...»

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Факультет естественных наук Химическое отделение Кафедра органической химии ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ МОДУЛЬНАЯ ПРОГРАММА ЛЕКЦИОННОГО КУРСА, СЕМИНАРОВ, ПРАКТИКУМА И САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ. III-IV семестры Методическое пособие Новосибирск 2008 Методическое пособие, предназначенное для студентов II курса ФЕН специальности химия, состоит из четырёх разделов: 1) программа курса лекций в 3-м и 4-м семестрах (необходима...»

«Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования Волгоградский государственный медицинский университет Министерство здравоохранения Российской Федерации Биохимическая практика Методические рекомендации для студентов Волгоград, 2014 г. Рецензенты: зав. кафедрой внутренних болезней педиатрического и стоматологического факультетов, д. м. н., профессор М. Е. Стаценко; профессор кафедры молекулярной биологии и генетики ВолгГМУ, д. м. н., профессор В.С....»

«МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Технологический институт – филиал ФГОУ ВПО Ульяновская ГСХА Кафедра Естественнонаучных дисциплин УТВЕРЖДАЮ СОГЛАСОВАНО Начальник УМО Декан факультета Л.М. Благодарина Н.Н. Левина 26 сентября 2008г. 26 сентября 2008г. Е.Е. Лаврушина УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС по дисциплине: НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ для студентов 1 курса инженерно-технологического факультета специальности 260303.65 Технология молока и молочных продуктов УДК ББК Л Неорганическая...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Сыктывкарский лесной институт (филиал) федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С. М. Кирова Кафедра автоматизации технологических процессов и производств Системы управления химико-технологическими процессами Учебно-методический комплекс по дисциплине для студентов специальности 240406 Технология химической...»

«МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ И ПЛАНЫ СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЙ ПО КУРСУ ПРАВОВЕДЕНИЕ для студентов 1-4 курсов дневного отделения всех специальностей Иваново 2004 Федеральное агентство по образованию Российской Федерации Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Ивановский государственный химико-технологический университет Методические указания и планы семинарских занятий по курсу Правоведение для студентов 1-4 курсов дневного отделения всех специальностей Составители:...»

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИММАНУИЛА КАНТА ИМ. В.В. ПЛЕМЕНКОВ ХИМИЯ ИЗОПРЕНОИДОВ Допущено УМО по классическому университетскому образованию в качестве учебного пособия для студентов, обучающихся по специальности 020101.65 – химия, специализирующихся в области органической химии (цикл ДС) КАЛИНИНГРАД – КАЗАНЬ – БАРНАУЛ · 2007 ИЗДАТЕЛЬСТВО АЛТАЙСКОГО УНИВЕРСИТЕТА ББК 24.239я73 П38 Рецензенты: В.И. Галкин, профессор, директор Химического института...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования Тверской государственный университет УТВЕРЖДАЮ Декан химико-технологического факультета Рясенский С.С. _ 20г. Учебно-методический комплекс по дисциплине Взаимосвязь структура-свойство в органической химии, 5 курс (наименование дисциплины, курс) 020101.65 Химия (шифр, название направления подготовки, специальности) Форма обучения очная Обсуждено на заседании...»

«Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Казанский государственный технологический университет СВОЙСТВА РАСТВОРОВ Методические указания и контрольные задания КАЗАНЬ КГТУ 2010 1 Составители: доц. Л.В. Антонова доц. А.И. Хамитова доц. Т.Е. Бусыгина доц. Е.В. Гусева Свойства растворов: методические указания и контрольные задания / Л.В. Антонова, А.И. Хамитова, Т.Е. Бусыгина, Е.В. Гусева. – Казань: Изд-во Казан. гос....»

«Учреждение образования БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ХИМИЧЕСКАЯ ТЕХНОЛОГИЯ МОНОМЕРОВ ДЛЯ ПРОИЗВОДСТВА ПЛЕНКООБРАЗУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ Программа, контрольные задания и методические указания к выполнению контрольных заданий и лабораторных работ для студентов специальности 1-48 01 02 Технология органических веществ, материалов и изделий специализации 1-48 01 02 03 Технология лакокрасочных материалов заочной формы обучения Минск 2007 УДК 678.02:678.027(075.8) ББК 35.710я73 Х 46...»

«Школа имени А.Н. Колмогорова Ю.М. Коренев, Н.И. Морозова Общая и неорганическая химия Часть V ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ МОСКВА – 2011 УДК 373:54 ББК 24.1я729 К66 Р ецензе нт: к.х.н. Батаева Е.В. Коренев Ю.М., Морозова Н.И. К66 Общая и неорганическая химия: Часть V: Окислительновосстановительные реакции: Курс лекций. – М.: МАКС Пресс, 2011. – 76 с. ISBN 978-5-317-03725-3 Настоящее методическое пособие составлено в соответствии с программой курса неорганической химии, и читаемого...»

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования ТОМСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Утверждаю Декан ХТФ /В.М. Погребенков/ _2009 г. Теплотехника Методические указания и варианты заданий к практическим занятиям и самостоятельной работе по курсам Теплотехника и Тепловые процессы и агрегаты в технологии тугоплавких неметаллических и силикатных материалов для студентов дневной формы обучения направления 240100 (550800) Химическая...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Сыктывкарский лесной институт (филиал) федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С. М. Кирова Кафедра теплотехники и гидравлики ЭЛЕКТРОТЕХНИКА И ЭЛЕКТРОНИКА Учебно-методический комплекс по дисциплине для студентов специальности 220700.65 Автоматизация технологических процессов и производств всех форм обучения...»

«1 Химия. Биология. Медицина 1. Батуев, Александр Сергеевич. Е9я73 Физиология высшей нервной деятельности и сенсорных систем : учебник для Б287 студентов вузов, обучающихся по направлению и специальностям психологии / А. С. Батуев. - 3-е изд., испр. и доп. - Санкт-Петербург : Питер, 2012. - 317 с.; 24 см. - (Учебник для вузов). - Библиогр.: с. 310 Экземпляры: всего:10 - ББЛ(10) 2. Гидроакустический учет ресурсов байкальского омуля / Лимнолог. ин-т СО Е6 РАН ; отв. ред. В. И. Кудрявцев, Е. В....»

«БЮЛЛЕТЕНЬ НОВЫХ ПОСТУПЛЕНИЙ 16 - 31 МАРТА 2013г. В настоящий Бюллетень включены книги, поступившие в отделы Фундаментальной библиотеки с 16 по 31 марта 2013 г. Бюллетень составлен на основе записей Электронного каталога. Материал расположен в систематическом порядке по отраслям знания, внутри разделов – в алфавите авторов и заглавий. Записи включают полное библиографическое описание изданий, шифр книги и место хранения издания в сокращенном виде (список сокращений приводится в Бюллетене)....»

«Учебные и методические пособия (библиографический список) 1. Кручинина Н.Е., Тихонова И.О., Тарасов В.В. Введение в мониторинг почв. Ч.1. Антропогенное загрязнение почвы. Учебное пособие. РХТУ им.Д.И.Менделеева М., 1997, 45с. 2. Кручинина Н.Е., Александрова М.М., Кручинина Е.Ю. Химический анализ качества водных сред в центрах школьного экологического мониторинга. Методическое пособие для учителей - М., ООО ДеЛи, 1999 - 27с. 3. Кручинина Н.Е., Тихонова И.О. Мониторинг водных объектов суши. РХТУ...»

«С. Н. Родников В. А. Лихачев С.В. Шишкина В.М. Кондратов ВОПРОСЫ МЕТАЛЛОВЕДЕНИЯ В ГАЛЬВАНОТЕХНИКЕ И КОРРОЗИИ Учебное пособие Горький 1990 МИНИСТЕРСТВО Кировский Политехнический ВЫСШЕГО ИНСТИТУТ И СРЕДНЕГО СПЕЦИАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ РСФСР Родников С.Н., Лихачев В.А., Шишкина С.В., Кондратов В.М. ВОПРОСЫ МЕТАЛЛОВЕДЕНИЯ В ГАЛЬВАНОТЕХНИКЕ И КОРРОЗИИ Учебное пособие Горький УДК 669.01 (075) Родников С.Н., Лихачев В. А., Шишкина С.B., Кондратов В. М., Вопросы...»

«М.В. Леонова, Ю.Н. Климочкин ЭКСТРАКЦИОННЫЕ МЕТОДЫ ИЗГОТОВЛЕНИЯ ЛЕКАРСТВЕННЫХ СРЕДСТВ ИЗ РАСТИТЕЛЬНОГО СЫРЬЯ Учебно-методическое пособие Самара Самарский государственный технический университет 2012 МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ САМАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра органической химии ЭКСТРАКЦИОННЫЕ МЕТОДЫ ИЗГОТОВЛЕНИЯ ЛЕКАРСТВЕННЫХ СРЕДСТВ ИЗ...»

«УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ ДЛЯ ЛЕКЦИОННОГО КУРСА БИОГЕОХИМИЯ Казань 2008 КАЗАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Химический институт им. А.М. Бутлерова Кафедра неорганической химии УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ ДЛЯ ЛЕКЦИОННОГО КУРСА БИОГЕОХИМИЯ Казань 2008 2 Печатается по решению кафедры неорганической химии Протокол № 7 от 1 февраля 2008 г. и секции научно – методического совета Казанского государственного университета Составители: доктор химических наук, профессор Н.А.Улахович, кандидат...»






 
© 2013 www.diss.seluk.ru - «Бесплатная электронная библиотека - Авторефераты, Диссертации, Монографии, Методички, учебные программы»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.