extracted_text:
Методический материал по теме: «Смещение химического равновесия»
1. Смещение химического равновесия при изменении
концентрации реагирующих веществ
В небольшом стаканчике смешать по 10 мл 0,001 н. растворов хлорида железа
(III) FеСl3 и роданида калия К3СN. Написать уравнение этой обратимой реакции
и выражение константы равновесия для нее.
Полученный   раствор   разлить   поровну   в   четыре
пробирки.   В   первую   пробирку   добавить   немного
концентрированного   раствора   хлорида   железа   (III),
во вторую – концентрированного раствора роданида
калия, в третью – немного кристаллического хлорида
калия,   а   четвертую   пробирку   оставить   для
сравнения. Сравнить цвета жидкостей в пробирках.
По   изменению   интенсивности   окраски   судят   об
изменении   концентрации   роданида   железа   (III)
Fe(SCN)3, то есть о смещении равновесия.
Объясните   изменение   цвета   на   основании   закона
действия   масс.   Сместится   ли   равновесие   при
разбавлении полученных растворов?
2. Влияние изменения температуры
на смещение химического равновесия
Для   опыта   использовать   два   сообщающихся   сосуда   (рис.   2),   заполненных
оксидом азота (IV). Оксид азота (IV) полимеризуется, и в результате обратимой
реакции устанавливается равновесие:
2NO2 = N2О4 + 54,39 кДж
NО2 – газ темнобурого цвета, N2O4  – бледножелтый, почти бесцветный газ.
Поэтому по изменению окраски смеси этих газов можно судить об изменении концентрации ее компонентов, то есть о смещении равновесия в сторону прямой
или обратной реакции.
Одну из колб прибора опустить в стакан с горячей водой, а другую – в стакан
с холодной. Наблюдать изменение цвета газовой смеси в колбах.
В какую сторону сместилось равновесие в каждой из колб? Вынуть сосуды из
стаканов.   Как   изменяется   окраска   газа   в   этом   случае?   Дать   объяснение
наблюдаемым явлениям, исходя из принципа Ле Шателье.
1. Написать математическое выражение скорости для следующих реакций:
Упражнения и задачи
Н2 + С12 = 2НС1
2Н2 + О2 = 2Н2О
СuО + Н2 = Сu + Н2О
2. Чему равна константа скорости химической реакции? Каков физический
смысл этой величины?
3. Как изменяется скорость реакции
2NO + O2 = 2NO2:
а) при увеличении концентрации NO в два раза;
б) при одновременном увеличении концентрации NO и О2 в три раза?
4.   Во   сколько   раз   реакция   горения   серы   в   чистом   кислороде   должна
протекать быстрее, чем в воздухе?
5.   Как   изменится   скорость   химической   реакции   2А   +   2В   =   С,   если
концентрацию   одного   из   реагирующих   веществ   увеличить   в   три   раза,   а
температуру  смеси понизить на 30 °С? Температурный коэффициент равен 2.
6. Написать математическое выражение константы химического равновесия
для следующих реакций:
N2 + 3H2 = 2NH3
2NO2 = N2O4
7. В какую сторону сместятся равновесия реакций:
2СО + O2 =2СO2 + 568,48 кДж
2SO2 + O2 = 2SO3 + 172,38кДж
2НВг = Н2 + Вг2 – 59,83 кДж
2N2 + O2 = 2N2O – 56,90 кДж
а) при понижении температуры;
б) при повышении давления? 8.   Равновесие   реакции   Н2  +   I2  =   2HI   установилось   при   следующих
концентрациях участвующих в ней веществ: [H2] = 0,3 моль/л, [I2] = 0,08 моль/л,
[HI] = 0,35 моль/л. Определить исходные концентрации йода и водорода.
9. Скорость образования HI из йода и водорода при 443 °С в момент, когда
[Н2] = [I2] = 1, составляет 1,5 ∙ 10–2 моль/с. Скорость распада йодоводорода при
той   же   температуре   и   при   [Н2I]   =   1   составляет   3   ∙  10–4  моль/с.   Определить
константу равновесия реакции при 443 °С.
10.   Исходные   концентрации   йода   и   водорода   при   синтезе   йодоводорода
составляли каждая 1 моль/л. Вычислить равновесные концентрации веществ при
450 °С, если константа химического равновесия при этой температуре равна 50.
11. Определить константу равновесия реакции N2O4  = 2NO2, если исходная
концентрация   N2О4  =   0,02   моль/л   и   к   моменту   равновесия   диссоциация   его
составляет 60 %.
12. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО2 +
О2  = 2SО3  составляли соответственно: [SO2] = 0,04 моль/л, [О2] = 0,06 моль/л,
[SО3] = 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации
оксида серы (IV) и кислорода.
Вычисление скорости реакции вследствие изменения
концентрации реагирующих веществ
Зависимость   скорости   реакции   от   концентрации   реагирующих   веществ
выражается   законом   действующих   масс:  скорость   химической   реакции   при
постоянной   температуре   прямо   пропорциональна   произведению   молярных
концентраций реагирующих веществ.
Так,   для   гомогенной   реакции  mА  +  nВ    продукты   выражение   скорости
реакции записывается:  υ  = k[A]m[B]n, где: [А], [В] – молярные концентрации
реагирующих веществ, моль/л;
m, n – стехиометрические коэффициенты уравнения реакции;
k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости, не
зависящей   от   концентрации   реагентов   и   постоянный   только   при   данной
температуре.
Начальные   (исходные)   молярные   концентрации   реагирующих   веществ   и
продуктов реакции обозначаются [ ]0.
П р и м е р 1.
Гомогенная   реакция   между   уксусной   кислотой   и   спиртом   протекает   по
уравнению: СН3ООН + С2Н5ОН = СН3СООС2Н5 + Н2O.
Начальные концентрации кислоты и спирта соответственно равны 0,1 моль/л и
0,06 моль/л. Рассчитайте:
а) начальную скорость реакции;
б) скорость реакции, когда концентрация спирта уменьшится до 0,04 моль/л.
Дано:
а) [СН3СООН]0 = 0,1 моль/л
[С2Н5ОН]0 = 0,06 моль/л
υ0 – ?
б) [С2Н5ОН] = 0,04 моль/л
υ – ?
Решение:
а)   Если   в   условии   задачи   не   указана   константа   скорости,   ее   величина
принимается за единицу.
υ0 = k[СН3СООН]0 [С2Н5ОН]0 = 1 ∙ [10–1] [6 ∙ 10–2] = 6 ∙ 10–3 моль/л∙с.
б)   Кислота   и   спирт   реагируют   в   молярном   отношении   1:   1,   поэтому
уменьшение   концентрации   спирта   на   0,02   моль   (0,06   –   0,04   =   =   0,02)
соответствует начальному изменению концентрации кислоты до 0,08 моль/л (0,1
– 0,02 = 0,08). Скорость реакции в этом случае будет следующей:
υ = k[СН3СООН] [С2Н5ОН] = 1 ∙ [8 ∙ 10–2] [4 ∙ 10–2] = 3,2 ∙ 10–3 моль/л∙с.
Ответ: а) 6 ∙ 10–3 моль/л∙с;  б) 3,2 ∙ 10–3 моль/л∙с.
П р и м е р 2.
Реакция протекает по уравнению:
Fe2O3(т) + ЗСО(г) = 2Fe(т) + 3СО2(г)
Напишите   математическое   выражение   скорости   реакции   и   определите,   во
сколько   раз   следует   увеличить   концентрацию   СО,   чтобы   скорость   реакции
возросла в 125 раз по сравнению с начальной.
Дано:
υ = 125υ0
[СО] – ?
Решение:
Твердая фаза характеризуется величиной поверхности, поэтому в выражении
скорости гетерогенной реакции не фигурирует.
υ0 = k[CO]0
3 Константу скорости реакции принимаем за единицу:
125υ0 = [СО]0   или   [СО]0 =
3 125  = 5.
Ответ: Начальную концентрацию оксида углерода (II) следует увеличить в 5
раз.
П р и м е р 3.
Определить   величину   константы   скорости   реакции,   протекающей   по
уравнению 2А + В ⇄ С, если в некоторый момент времени при скорости реакции,
равной   7,5   ∙   10–5  моль/л∙с,   концентрации   реагирующих   веществ   А   и   В   стали
соответственно равны 0,05 моль/л и 0,1 моль/л.
Дано:
[A] = 0,05 моль/л
[B] = 0,1 моль/л
υ = 7,5 ∙ 10–5 моль/л∙с
k – ?
Решение:
Записываем   выражение   скорости   реакции   (1.2)   и   определяем   величину
константы скорости реакции:
υ = k[A]2 [B],
k = υ /[A]2 [B] = 7,5 ∙ 10–5/[5 ∙ 10–2]2 [10–1] = 7,5 ∙ 10–5/25 ∙ 10–5 = 0,3.
Ответ: 0,3.
Пример 4.
Рассчитайте среднюю скорость гомогенной химической реакции CО2  + Н2  =
СО + Н2О, если через 40 секунд после начала реакции молярная концентрация
паров воды была равна 0,24 моль/л, а через 2 минуты стала равной 0,28 моль/л.
Дано:
с1 = 0,24 моль/л
с2 = 0,28 моль/л
t1 = 40 с
t2 =2 мин (120 с)
υ – ?
Решение:
Исходя из соотношения (1.1) находим среднюю скорость реакции:
х = (с2 (Н2О) – с1(Н2О)) / (t1 – t2) =
= (0,28 – 0,24 ) / (120 – 40) = 5 ∙ 10–4 моль/ л∙с
Ответ: 5 ∙ 10–4 моль/л∙с. Вычисление скорости реакции с газовыми компонентами вследствие
изменения давления
В  соответствии  с газовыми законами  изменение  давления  газовой  системы
влечет   за   собой   изменение   ее   объема   и   концентраций   реагирующих   веществ.
Исходя   из   схемы   р,  V,  [   ]  и   р,   V,   [   ]  ,  следует   помнить:   молярная
концентрация   реагирующего   вещества   [   ]   увеличивается   во   столько   раз,   во
сколько   раз   повышается   давление   р   или   понижается   объем   системы   V   и,
наоборот,   понижению   молярной   концентрации   вещества   способствует
эквивалентное понижение давления или увеличение объема системы.
П р и м е р 1.
Гомогенная   реакция   протекает   по   уравнению   2NO   +   О2  =   2NО2.   Как
изменится скорость реакции, если:
а) повысить давление в системе в 3 раза;
б) увеличить объем системы в 2 раза?
Дано:
а) p в 3 раза
б) V в 2 раза
υ0, υ – ?
Решение:
Записываем выражение начальной скорости реакции:
υ0 = [NО]0
2[О2]0
а)   при   увеличении   давления   в   системе   в   3   раза   начальные   концентрации
реагирующих веществ тоже увеличиваются в 3 раза, что приводит к увеличению
скорости реакции:
[NO] = [3NO]0;        [О2] =[3О2];
υ = k[NО]2[О2] = k[3NO]0
2[3О2]0 = 27υ0.
б)   увеличение   объема   системы   приводит   к   понижению   концентраций
реагирующих веществ в 2 раза:
[NO] = [1/2NO]0;       [O2] = [1/2O2]0.
и понижению скорости реакции
v = k[NО]2[О2] = k[1/2NO]0
Ответ:  а) Скорость возрастет в 27 раз.
б) Скорость понизится в 8 раз.
2[1/2O2]0= υ0/8.
П р и м е р 2.
Взаимодействие алюминия с хлором протекает по уравнению:
2А1(Т) + ЗС12(г) =2А1С13(т) Начальная   концентрация   хлора   равна   0,05   моль/л.   Константа   скорости
реакции   0,2.   Напишите   математическое   выражение   скорости   реакции   и
определите, как изменится скорость реакции по сравнению с начальной, если
давление в системе увеличить в 6 раз?
Дано:
[С12]0 = 0,05 моль
k = 0,2
p в 6 раз
υ0, υ – ?
Решение:
В   соответствии   с   выражением   (1.2)   определяем   начальную   скорость
химической реакции:
υ0 = k[C12]0
3 = 2 ∙ 10–1 [5 ∙ 10–2]3 = 2,5 ∙ 10–5 моль/л∙с.
При   увеличении   давления   в   системе   увеличивается   концентрация   хлора   и
возрастает скорость реакции:
[С12] = [6С12]0 = 6 ∙ 5 ∙ 10–2 = 3 ∙ 10–1 моль/л.
υ = k [С12]3 = 2 ∙ 10–1 [3 ∙ 10–1]3 = 5,4 ∙ 10–3 моль/л∙с.
Ответ: υ0 = 2,5 ∙ 10–5 моль/л∙с; υ = 5,4 · 10–3 моль/л∙с.
Пример 3.
Реакция протекает по уравнению:
2Н2S(г) + SO2(г) = 3S(т) + 2Н2О(г)
Начальные   концентрации   сероводорода   и   сернистого   газа   соответственно
равны   0,5   моль/л   и   0,2   моль/л.   Константа   скорости   реакции   равна   1,2.   Как
изменится скорость реакции по сравнению с начальной, если:
а) увеличить давление газовой смеси в 2 раза;
б) увеличить концентрацию сероводорода в 4 раза?
Дано:
[H2S]0 = 0,5 моль/л
[SO2]0 = 0,2 моль/л
k = 1,2
а) p в 2 раза
б) [H2S] = [4H2S]0
υ0, υ – ?
Решение:
Рассчитываем начальную скорость реакции:
υ0 = k [H2S]0
2 [SО2]0 = 1,2 [5 ∙ 10–1]2 [2 ∙ 10–1] = 6 ∙ 10–2 моль/л∙с. а) При  увеличении давления в системе увеличивается скорость реакции:
[H2S] = [2H2S]0 = 2 ∙ 0,5 = 1 моль/л,
[SО2] = [2SО2]0 = 2 ∙ 0,2 = 0,4 моль/л,
υ = k [H2S]2 [SО = 1,2[1]2[4 ∙ 10–1] = 4,8 ∙ 10–1моль/л∙с.
б)   Увеличение   концентрации   одного   из   реагирующих   веществ   приводит   к
увеличению скорости реакции:
[H2S] = [4H2S]0 = 4 ∙ 0,5 = 2 моль/л,
υ = k[H2S]2[SO2]0 = 1,2[2]2[2 ∙ 10–1] = 9,6 ∙ 10–1 моль/л∙с.
Ответ:  а) 4,8 ∙ 10–1 моль/л∙с;
б) 9,6 ∙ 10–1 моль/л∙с.
Вычисление скорости реакции
вследствие изменения температуры
Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант
Гоффа:
υ(t2) = υ(t1) ∙ 0,1(t1 – t2)
где:  υ(t2) – скорость реакции при температуре t2, до которой нагревалась или
охлаждалась система; υ(t1) – скорость реакции при начальной температуре t1;  –
температурный коэффициент, который показывает во сколько раз увеличивается
скорость   реакции   при   повышении   температуры   на   каждые   10   °С   (для
большинства реакций   = 2/4).
П р и м е р 1.
Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от
40 °С до 100 °С, принимая температурный коэффициент равным 2?
Дано:
t1= 40 °С
t2 = 100 °С
 = 2
υ(t2) – ?
Решение:
В соответствии с правилом ВантГоффа находим, во сколько раз изменится
скорость реакции при увеличении температуры:
υ(100°) = υ(40°) ∙ 20,1(100 – 40) = υ(40°) ∙ 26 = 64υ(40°).
При   температуре   100   °С   скорость   реакции   возрастает   по   сравнению   со
скоростью этой же реакции при 40 °С в 64 раза. Ответ: Увеличится в 64 раза.
П р и м е р 2.
Реакция при температуре 50 °С протекает за 2 мин 15 с. За какой период
времени закончится эта реакция при температуре:
а) 70 °С;
б) 30 °С, если температурный коэффициент реакции равен 3?
Дано:
t1= 2 мин 15 с =135 с
 = 3
а) t2 = 70 °С
б) t2 = 30 °C
Решение:
а) Находим скорость реакции при 70 °С:
υ(70°) = υ(50°) ∙ 30,1(70 – 50) = υ(50°) ∙ 32 = 9υ(50°)
Скорость   реакции   при   повышении   температуры   на   20   °С   выше   начальной
возрастет в 9 раз.
С   другой   стороны,   скорость   реакции   обратно   пропорциональна   времени
протекания   реакции,   следовательно,   при   70   °С   время   протекания   реакции
сократится в 9 раз.
t2 = t1/9 = 135 c/9 = 15 с.
б)   Рассчитаем,   во   сколько   раз   скорость   реакции   при   50   °С   превышает
скорость той же реакции при 30 °С:
υ(50°) = υ(30°) ∙ 30,1(50 – 30) = υ(30°) ∙ 32 = 9υ(30°).
Скорость реакции при 30 °С в 9 раз меньше скорости реакции при 50 °С,
следовательно, время ее протекания в 9 раз больше:
t2 = t1 ∙ 9= 135 c ∙ 9 = 1215 с = 20 мин 15 с.
Ответ:  а) 15 с;
б) 20 мин 15 с.
П р и м е р 3.
При температуре 30 °С реакция протекает за 25 мин, при 50 °С – за 4 мин.
Рассчитать температурный коэффициент реакции.
Дано:
t1 = 30 °С
t2 = 50 °С
t1 = 25 мин t2 = 4 мин
 – ?
Решение:
Исходим из соотношения (1.3):
υ(50°) = υ(30°) · 0,1(50 – 30) = υ(30°)2
 =

/)50(


)30(
.
Поскольку   скорость   реакции   есть   обратная   величина   времени   протекания
реакции, рассчитываем температурный коэффициент реакции:
t
1
t/
2

4/25

5,2
 =
Ответ:   = 2,5.

file_name: смещение равновесия.docx


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ШКОЛЬНИКА:
«СПЕЦИФИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ ВЕЩЕСТВ»
Соединения щелочных металлов
6Li + N2
2Li3N
Li + C2H5C  ℓ
 C2H5Li
2LiH (твердый источник водорода)
2Li + H2
2LiH + B2H6  2Li(BH4) (мягкий восстановитель органических соединений)
Na2SO4 + 4C  Na2S + 4CO
Na2O2 + CO2  2Na2CO3 + O2
K2CO3 + CO2 + H2O  2KHCO3 (связывание CO2)
Соединения щелочноземельных металлов

C20

 
t
2Mg + N2
Mg2Si + 4HC  ℓ  SiH4 (возгорается на воздухе)
 Mg3N 3Mg + 2NH3  Mg3N2 + 3H2
 3CaH2 + N2
 Ca3N2
C2H5MgBr
MgSO4 ∙ 7H2O
3Ca + N2   t
Mg + C2H5Br

Mg(NO3)2  2MgO + 4NO2 + O2

3Ca + 2NH3(r)   t
Ca + 2NH3(ж)  Ca(NH2)2 + H2                                           CaSO4 + 2C  Ca + 2CO2
2Ca(OH)2 + 4Cℓ2  2H2O + Ca(OC )ℓ 2 ∙ CaCℓ2
Ca + C
CaC2 + N2   t
CaO + H2O  Ca(OH)2 + Q
2BaO + 2O2
CaO + 5CO   t
 2BaO2BaO2 + H2SO4  BaSO4  + H2O2
CaCℓ2 + H2C2O4  Ca(C2O4) + 2HCℓ
 CaC2 + H2O  Ca(OH)2 + C2H2
 CaC2 + 2CO2




t
1000
C

 Ca(CN)2
Соединения бора, алюминия
B + 3HNO3(конц.)  B(OH)3 + 3NO2
B(OH)3 + 4HF(конц.)  H(BF4) + 3H2O
B2H6 + 6H2O  B(OH)3 + 6H2 BC↑ ℓ3 + 3H2O  B(OH)3 + 3HCℓ↑
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O  4B(OH)3 + Na2SO4 ℓ
2A  + 6H
2SO4(конц.)  Ak2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Соединения углерода, кремния
CO + C2H5OH  H
СO + NH3
 H
6CO2 + 6H2O
CO2 + NH3     p,t

 фотосинтез

 C6H12O6 + 6O2
 CO(NH2)2 + H2O
CO2 + CH3MgBr  H3C – COOMgBr
KCN + S   t
MeCO3 + HNO3  Me(NO3)2 + H2O + CO2
 KNCS
CH3COOH
Si + 2NaOH + H2O   t
 Na2SiO3 + 2H2
CH4 + NH3
2KCN + H2O + CO2  K2CO3 + 2HCN
 HNC + 3H2
Соединения азота, фосфора, мышьяка
NH4NO2
  C
 
700
N2 + 2H2O
2NH3 + 3CuO  t
2Cu+N2 + 3H2O
  C
 
2000
2NO
4NH3 + 5O2
N2 + O2
 4NO + 6H2O
4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O  4Na2[Zn(OH)4] + NH3
NH3 + CuSO4 + H2O  [Cu(NH3)4]SO4 ∙ H2O
NaNO2 + H2SO4  Na2SO4 + NO + NO2 + H2O
NH4NO3  t N2O + 2H2O                 AgNO2 + HC  ℓ  AgCℓ + HNO2
3HNO2  HNO3 + 2NO + H2O
P4+16H2O
4H3PO4+10H2
Pb2P2O7 + H2S  PbS + H4P2O7
H3PO4 – фосфорная кислота; представляет собой бесцветные кристаллы,
растворимые в воде, образующие желтый осадок молибдофосфата аммония
H2P2O7+H2O

4H3PO3  3H3PO4 + PH3
2HPO3 + H2O
2H3PO4
H4P2O7




t
300
C
  C
 
200
  C
 
600 (NH4)3[P(Mo3O10)4] ∙ 6H2O при взаимодействии с молибдатом аммония в
присутствии азотной кислоты.
Соединения серы
2H4S + O2(нед.)   t
H2S + H2SO4  H2SO3 + H2O + S
 2S + 2H2O
 CO2 + S
SO2 + C
2SO2 + 4H2S  6S + 4H2O
2H2S + O2(изб.)  2SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4  CO2 + 2H2O + 2SO2
4CaSO4 + 2C  2CaO + 4SO2 + 2CO2
H2SO4 + P2O5  t
 
500
2NaHSO4
H2SO4 + H–COOH  CO + H2SO4 ∙ H2O
H2SO4 + HOOC–COOH  CO + CO2 + H2SO4 ∙ H2O
C6H12O6 + 6H2SO4(конц.)  6C + 6H2SO4 ∙ H2O
Na2SO4 + H2O + SO3
SO3 + 2HPO3
  C
Соединения галогенов
2 + 4HCℓ(конц.)  CaCℓ2 + 2Cℓ2 + 2H2O
Ca(C O)ℓ
Cℓ2 + 2KOH  KC  + KC O + H

2O
ℓ
ℓ
5KC  + KC O
ℓ 3 + 3H2O
ℓ
3Cℓ2 + 6KOH
  C
 
100
Соединения металлов
Cu2S + 2O2  2CuO + SO2
Cu + FeCℓ3  FeCℓ2 + CuCℓ2
2Cu + H2O + CO2 + O2  Cu(OH)2 ∙ CuCO3
2Cu2O + Cu2S  6Cu + SO2
Cu + CuCℓ2  2CuCℓ

2Cu + 8KCN + 2H2O  2K4[Cu(CN)4(OH)2] + H2
Cu2O + H2SO4  CuSO4 + Cu + H2O
CuC  + HC
ℓ  H[CuCℓ2]
ℓ

Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4](OH)2 2CuC  + Cℓ
ℓ
Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.)  Na2[Cu(OH)4]
2H2  Cu–C C–Cu + 2HC
≡

Cu(OH)2 + R
R
+ CuOH + H2O
Соединения серебра
Ag2S + 4NaCN  2Na[Ag(CN)2] + Na2S

2AgNO3 + Zn  Zn(NO3)2 + 2Ag
2Na[Ag(CN)2] + Zn  Na2[Zn(CN)4] + 2Ag
Ag2O + 4NH3 + H2O  2[Ag(NH3)2]OH
AgC  + 2NH
3  [Ag(NH3)2]Cℓ
ℓ
Соединения железа
3Fe + 4H2O
Fe3O4 + 4H2
2Fe(OH)3  t
Fe2O3 + 3H2O
2Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  2Fe(OH)3                                4FeO
2Fe + 6H2SO4(конц.)  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Fe + O2 + 2H2O + 4CO2  2Fe(HCO3)2 (ржавление)
Fe(HCO3)2 + 2H2O  Fe(OH)2 + 2H2CO3
Fe(OH)2 + 2NaOH(конц.)  Na2[Fe(OH)4]
Fe + Fe3O4

Fe(CN)2 + 4KCN  K4[Fe(CN)6]

2K4[Fe(CN)6] + 2Br2

6Fe2O3  t
4Fe3O4 + O2
2K3[Fe(CN)6]

file_name: специфические реакции.docx

intro: Предлагаемый методический материал представляет собой  тематическую подборку информации для проведения занятий по предметам по выбору, для элективных курсов, внеклассных мероприятий, предметных декадников по предметам естественнонаучного цикла. Также материал вполне успешно может быть использован для подготовки сообщений, докладов, рефератов по соответствующей теме.

химия

group: Дисциплины


file_name: специфические реакции.docx

description:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ШКОЛЬНИКА:
«СПЕЦИФИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ ВЕЩЕСТВ»
Соединения щелочных металлов
6Li + N2
2Li3N
Li + C2H5C  ℓ
 C2H5Li
2LiH (твердый источник водорода)
2Li + H2
2LiH + B2H6  2Li(BH4) (мягкий восстановитель органических соединений)
Na2SO4 + 4C  Na2S + 4CO
Na2O2 + CO2  2Na2CO3 + O2
K2CO3 + CO2 + H2O  2KHCO3 (связывание CO2)
Соединения щелочноземельных металлов

C20

 
t
2Mg + N2
Mg2Si + 4HC  ℓ  SiH4 (возгорается на воздухе)
 Mg3N 3Mg + 2NH3  Mg3N2 + 3H2
 3CaH2 + N2
 Ca3N2
C2H5MgBr
MgSO4 ∙ 7H2O
3Ca + N2   t
Mg + C2H5Br

Mg(NO3)2  2MgO + 4NO2 + O2

3Ca + 2NH3(r)   t
Ca + 2NH3(ж)  Ca(NH2)2 + H2                                           CaSO4 + 2C  Ca + 2CO2
2Ca(OH)2 + 4Cℓ2  2H2O + Ca(OC )ℓ 2 ∙ CaCℓ2
Ca + C
CaC2 + N2   t
CaO + H2O  Ca(OH)2 + Q
2BaO + 2O2
CaO + 5CO   t
 2BaO2BaO2 + H2SO4  BaSO4  + H2O2
CaCℓ2 + H2C2O4  Ca(C2O4) + 2HCℓ
 CaC2 + H2O  Ca(OH)2 + C2H2
 CaC2 + 2CO2




t
1000
C

 Ca(CN)2
Соединения бора, алюминия
B + 3HNO3(конц.)  B(OH)3 + 3NO2
B(OH)3 + 4HF(конц.)  H(BF4) + 3H2O
B2H6 + 6H2O  B(OH)3 + 6H2 BC↑ ℓ3 + 3H2O  B(OH)3 + 3HCℓ↑
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O  4B(OH)3 + Na2SO4

description:
ℓ
2A  + 6H
2SO4(конц.)  Ak2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Соединения углерода, кремния
CO + C2H5OH  H
СO + NH3
 H
6CO2 + 6H2O
CO2 + NH3     p,t

 фотосинтез

 C6H12O6 + 6O2
 CO(NH2)2 + H2O
CO2 + CH3MgBr  H3C – COOMgBr
KCN + S   t
MeCO3 + HNO3  Me(NO3)2 + H2O + CO2
 KNCS
CH3COOH
Si + 2NaOH + H2O   t
 Na2SiO3 + 2H2
CH4 + NH3
2KCN + H2O + CO2  K2CO3 + 2HCN
 HNC + 3H2
Соединения азота, фосфора, мышьяка
NH4NO2
  C
 
700
N2 + 2H2O
2NH3 + 3CuO  t
2Cu+N2 + 3H2O
  C
 
2000
2NO
4NH3 + 5O2
N2 + O2
 4NO + 6H2O
4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O  4Na2[Zn(OH)4] + NH3
NH3 + CuSO4 + H2O  [Cu(NH3)4]SO4 ∙ H2O
NaNO2 + H2SO4  Na2SO4 + NO + NO2 + H2O
NH4NO3  t N2O + 2H2O                 AgNO2 + HC  ℓ  AgCℓ + HNO2
3HNO2  HNO3 + 2NO + H2O
P4+16H2O
4H3PO4+10H2
Pb2P2O7 + H2S  PbS + H4P2O7
H3PO4 – фосфорная кислота; представляет собой бесцветные кристаллы,
растворимые в воде, образующие желтый осадок молибдофосфата аммония
H2P2O7+H2O

4H3PO3  3H3PO4 + PH3
2HPO3 + H2O
2H3PO4
H4P2O7




t
300
C
  C
 
200
  C
 
600

description:
(NH4)3[P(Mo3O10)4] ∙ 6H2O при взаимодействии с молибдатом аммония в
присутствии азотной кислоты.
Соединения серы
2H4S + O2(нед.)   t
H2S + H2SO4  H2SO3 + H2O + S
 2S + 2H2O
 CO2 + S
SO2 + C
2SO2 + 4H2S  6S + 4H2O
2H2S + O2(изб.)  2SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4  CO2 + 2H2O + 2SO2
4CaSO4 + 2C  2CaO + 4SO2 + 2CO2
H2SO4 + P2O5  t
 
500
2NaHSO4
H2SO4 + H–COOH  CO + H2SO4 ∙ H2O
H2SO4 + HOOC–COOH  CO + CO2 + H2SO4 ∙ H2O
C6H12O6 + 6H2SO4(конц.)  6C + 6H2SO4 ∙ H2O
Na2SO4 + H2O + SO3
SO3 + 2HPO3
  C
Соединения галогенов
2 + 4HCℓ(конц.)  CaCℓ2 + 2Cℓ2 + 2H2O
Ca(C O)ℓ
Cℓ2 + 2KOH  KC  + KC O + H

2O
ℓ
ℓ
5KC  + KC O
ℓ 3 + 3H2O
ℓ
3Cℓ2 + 6KOH
  C
 
100
Соединения металлов
Cu2S + 2O2  2CuO + SO2
Cu + FeCℓ3  FeCℓ2 + CuCℓ2
2Cu + H2O + CO2 + O2  Cu(OH)2 ∙ CuCO3
2Cu2O + Cu2S  6Cu + SO2
Cu + CuCℓ2  2CuCℓ

2Cu + 8KCN + 2H2O  2K4[Cu(CN)4(OH)2] + H2
Cu2O + H2SO4  CuSO4 + Cu + H2O
CuC  + HC
ℓ  H[CuCℓ2]
ℓ

Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4](OH)2

description:
2CuC  + Cℓ
ℓ
Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.)  Na2[Cu(OH)4]
2H2  Cu–C C–Cu + 2HC
≡

Cu(OH)2 + R
R
+ CuOH + H2O
Соединения серебра
Ag2S + 4NaCN  2Na[Ag(CN)2] + Na2S

2AgNO3 + Zn  Zn(NO3)2 + 2Ag
2Na[Ag(CN)2] + Zn  Na2[Zn(CN)4] + 2Ag
Ag2O + 4NH3 + H2O  2[Ag(NH3)2]OH
AgC  + 2NH
3  [Ag(NH3)2]Cℓ
ℓ
Соединения железа
3Fe + 4H2O
Fe3O4 + 4H2
2Fe(OH)3  t
Fe2O3 + 3H2O
2Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  2Fe(OH)3                                4FeO
2Fe + 6H2SO4(конц.)  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Fe + O2 + 2H2O + 4CO2  2Fe(HCO3)2 (ржавление)
Fe(HCO3)2 + 2H2O  Fe(OH)2 + 2H2CO3
Fe(OH)2 + 2NaOH(конц.)  Na2[Fe(OH)4]
Fe + Fe3O4

Fe(CN)2 + 4KCN  K4[Fe(CN)6]

2K4[Fe(CN)6] + 2Br2

6Fe2O3  t
4Fe3O4 + O2
2K3[Fe(CN)6]

title: П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а  СПИРТЫ И ФЕНОЛЫ


extracted_text:
Дополнительный материал по теме:
 «Структура воды.
Гидрольные теории строения воды.
Необычные физические свойства воды»
Тысячи лет человек восхищается, любуется и наслаждается водой. И всё
это время, пользуясь водой, люди не переставали задумываться не только о её
происхождении, но и о её составе и структуре.
Учёные многих стран мира штурмуют пока всё ещё неприступную крепость
– структуру воды. Тетраэдрическая паутина её в трёхмерном пространстве
создаёт   ажурные   ячейки,   напоминающие   соты.   Это   предположение   учёные
выдвинули сравнительно недавно, и, наверное, они правы, поскольку до сих
пор этого никто не опроверг, но, что самое удивительное, никто и не доказал
пока однозначность такой информации.
А   с   чего   всё   началось?   Началось   всё   это   давно   –   24   июня   1783 года:
французские   химики   А. Лавуазье   и   П. Лаплас   в   присутствии   группы
французских   учёных   синтезировали   воду   из   двух   газов  и  дали   правильное
толкование этому эксперименту. Так стало известно, что вода состоит из двух
элементов, которые Лавуазье назвал водородом и кислородом.
Современникам   А. Лавуазье   казалось,   что   природа   воды   наконецто
выяснена, её состав известен, но время показало, что это были только первые
шаги на долгом и трудном пути исследования свойств и строения воды.
Изучая воду, химики задумались над важными вопросами, а именно: из
чего состоят водяной пар, жидкая вода, лёд? В какие формы, или ассоциаты,
соединены молекулы воды, образуя каждое из трёх её фазовых состояний?
Вода обладает многими уникальными свойствами. Или, как обычно принято
говорить, аномальными особенностями. Плотность воды достигает максимума
при + 4 С: при этой температуре вода уменьшается в объёме до предельных
значений,   а   затем,   при   дальнейшем   охлаждении,   снова   расширяется.   Вот
почему   лёд   (твёрдое   состояние   воды)   становится   легче   самой   воды   и
всплывает. Ведь для всех других жидкостей твёрдая фаза более плотная и
вследствие этого осаждается. Если бы вода не обладала этим свойством, все
водоёмы промёрзли бы до дна, и жизнь не только погибла бы, она бы даже и не
возникла.
Водная   среда   была   не   только   источником   возникновения   жизни,   она
способствовала её развитию и сохранению. «Скрытая теплота» превращения
воды в лёд или в пар играет при этом не последнюю роль, поскольку является
довольно   значительной   величиной.   Чтобы   заморозить   воду,   требуется
энергия.   Вот   почему   промерзание   глубоких   водоёмов   практически невозможно,   и   это   сохраняет   в   них   жизнь.   Удивительная   цепочка
необычайных свойств воды дополняется очень высокой её теплоёмкостью, что
защищает   наши   континенты,   благодаря   океану,   от   резкого   перепада
температур зимой и летом, ночью и днём. Именно высокая теплоёмкость воды
способствует   сохранению   постоянной   температуры   тела   человека   и
животных, поскольку и мы и они на две трети состоим из воды.
Если рассмотреть вещества, похожие по строению на воду, – H2S, H2Se,
H2Te – соединения водорода и серы, водорода и селена, водорода и теллура и
т.   д.,   то   при   комнатной   температуре   все   они   находятся   в   газообразном
состоянии.   Если   бы   вода   «взяла   с   них   пример»,   то   она   закипала   бы   при
температуре –80 С, а превращалась бы в лёд при –100 С. Эти условия вряд
ли способствовали бы развитию жизни на Земле, ведь она должна была бы
существовать в интервале температур от –80  С до –100  С. При такомто
холоде какая жизнь станет возможной! Можно ещё много говорить и о других
странностях   воды,   удобных   или   неудобных,   понятных   или   совсем   ещё   не
разгаданных.
Довольно обширные исследования свойств воды в жидком состоянии дали
возможность предположить, что её молекулы скорее всего объединяются в
группы   –   ассоциаты,   а   не   произвольно   размещаются   в   виде   мономерных
частиц, то есть молекул, не связанных друг с другом. Такой подход довольно
удачно   объяснял   некоторые   необычные   свойства   воды   (аномалии)   и   дал
возможность разработать модель строения «жидкой» воды.
В   1892   году   появилась   работа   немецкого   физика   Вильгельма   Рентгена
«Строение жидкой воды», сыгравшая важную роль в развитии теории жидкого
состояния. Он показал, что жидкая вода состоит из двух различных видов
молекул, которые и определяют всю совокупность её свойств.
Различными   комбинациями   связанных   и   свободных   молекул   удавалось
объяснить аномальные свойства воды, прежде всего максимальную плотность
при 4 С и расширение объёма при образовании льда.
В 1900 году австралийский учёный Уильям Сазерленд впервые предложил
термин «гидроль» для свободных молекул воды Н2О, дигидроль – для (Н2О)2
и т. д. Воду он рассматривал как раствор льда в гидроле. С этого момента все
теории,   рассматривающие   жидкую   воду   как   состояние   из   различного   вида
молекул, стали называться гидрольными теориями жидкой воды.
В первой половине ХХ века появилось большое количество таких теорий,
пытавшихся   раскрыть   строение   воды   исходя   из   чисто   гипотетических
соображений.  Выдвинутая   двухструктурная   модель   в  этих   ранних   теориях
давала возможность удовлетворительно объяснить отдельные свойства воды,
связав их со строением. Однако, не имея никаких экспериментальных данных
о   строении   льда   до   открытия   рентгеноструктурного   анализа,   эти   теории оказывались не в состоянии объяснить весь сложный механизм строения воды
для каждого её агрегатного состояния. Они опирались в основном на более
или менее удачную фантазию и интуицию их авторов, и вопрос по существу
сводился к обсуждению наличия в жидкой воде наиболее вероятных форм
ассоциатов: (H2O)2 – дигидроль; (Н2О)3 – тригидроль и т. д.
Первые   экспериментальные   данные   о   строении   кристаллического   льда
дали   возможность   отойти   от   гидрольных   представлений   и   признать   их
ошибочными. А двухструктурная модель, рассматривающая жидкую воду как
смесь «льдоподобных» и «истинно жидких» молекул, стала развиваться на
совершенно новой основе, с учётом тех достижений, которые были сделаны в
области   изучения   структуры   твёрдых   и   жидких   тел   с   развитием
рентгеноструктурного   анализа.   С   начала   20х   годов   ХХ   столетия
представления   о   строении   жидкостей   формируются   уже   на   основе
экспериментальных данных рентгеноструктурного анализа.
В 1933 году английские исследователи Дж. Бернал и Р. Фаулер публикуют
статью   «Теория   воды   и   ионных   растворов»,   в   которой   указывают,   что
молекулы   воды   имеют   не   плотную   упаковку,   как,   например,   бильярдные
шары,   размещённые   в   ящике,   а   ажурную,   то   есть   с   большим   количеством
пустот. Они показали, что атомы водорода в молекуле находятся с одного
бока.   Вот   такое   однобокое   расположение   частиц   водорода   и   объясняет
чрезвычайно   ажурный   способ   межмолекулярного   сцепления   в   воде.   Эти
ученые впервые указали на наличие в воде направленных межмолекулярных
связей. Позднее такую связь стали называть «водородной связью»; именно за
счёт наличия таких связей и возникает ажурная структура жидкой воды.
Какая же она всётаки – вода? Вся длительная история изучения свойств и
особенностей воды всё больше убеждает в том, что исследование структуры
воды надо начинать с её молекулы.
Молекула   воды   –   самая   маленькая   из   всех   трёхатомных   молекул,   она
состоит   из   одного   атома   кислорода   и   двух   атомов  водорода.   На   внешней
орбите   атома   кислорода   есть   шесть   электронов,   но   чтобы   орбита   была
устойчивой,   их   надо   иметь   восемь,   а   орбита   атома   водорода   имеет   один
электрон, хотя для устойчивости надо каждому атому водорода иметь два
электрона. Вся эта «компания» нашла очень простой выход: вакантные места
на внешних орбитах заполнились электронами на основе взаимообмена – они
соединились попарно: В   молекуле   воды   два   электрона   движутся   вокруг   ядра   кислорода,   а
остальные   –   по   эллиптическим   орбитам   попарно,   причём   оси   двух   орбит
направлены вдоль связей О–Н:
Угол   между   ними   приближается   к   тетраэдрическому.   С   этими   двумя
орбитами, огибающими протоны (ядра водорода), связаны два положительных
полюса в молекуле воды. Две другие орбиты находятся в плоскости, которая
перпендикулярна плоскости Н – О – Н; онито и определяют отрицательные
полюса, а угол между осями этих орбит тоже близок к тетраэдрическому.
Связь   О–Н   в   молекуле   воды,   осуществляемая   на   основе   взаимообмена
электронами, называется ковалентной и является очень прочной, её не такто
легко разрушить.
Таким   образом,   молекулу   воды   можно   изобразить   в   виде   маленького
тетраэдра,   по   углам   которого   размещаются   четыре   заряда:   два
положительных   и   два   отрицательных.   Эти   заряды   и   формируют   своё
ближайшее окружение, разворачивая молекулы строго определённо – так, что
между двумя кислородами всегда находится один водород и возникает связь
О–Н      О,   где   О–Н   является   ковалентной   связью,   а связь   Н      О   носит
электростатический характер.
Такое   соединение   двух   атомов   кислорода   соседних   молекул   Н2О   при
посредничестве одного водородного атома и называется водородной связью. Результаты,   полученные   на   основе   исследований,   дали   возможность
предположить, что в жидкой воде геометрия молекул не очень отличается от
той, что характеризует твёрдую фазу (лёд) или парообразное состояние.
Параметры
О – Н
Н – Н
Угол НОН
Лёд
0,099 нм
0,162 нм
109 5
Парообразное состояние
0,096 нм
0,154 нм
109 3
Поэтому можно говорить только о «мгновенной структуре» в жидкой воде,
зафиксированной, скажем, с помощью фотоснимка за такое короткое время,
которое   и   представить   себе   невозможно,   например,   за   10–13  секунды.   С
помощью   такого   снимка   как   бы   фиксируется   «мгновенная   картинка»
размещения   молекул   в   жидкой   воде.   За   время   10–13  секунды   можно
исследовать и внутримолекулярную структуру молекулы воды.
Водородные связи, обусловливающие структуру льда, сохраняются лишь
частично   в   жидкой   воде.   При   низких   температурах   (–183  С)   для   льда
наблюдается   картина   полного   сохранения   четвёртой   координации
(тетраэдрической   структуры).   При   температуре   плавления   льда   (0  С)
некоторые водородные связи рвутся и часть молекул имеет только дветри
связи.
Неполная   реализация   водородных   связей   в   воде   послужила   основой
создания   различных   моделей,
  рассматривающих   преимущественно
двухструктурное   состояние   жидкой   воды.   При   этом   одна   из   структур
характеризуется   ажурной   конфигурацией   тетраэдрического   типа,   частично
искажённой тепловым движением молекул в жидкой воде.
Другая   структура   включает   молекулы   Н2О,   в   которых   полностью   или
частично водородные связи разрушены. Молекулы, не имеющие водородных
связей,   могут   попадать   в   пустоты   ажурного   льдоподобного   каркаса   воды.
Отмечается большая прочность связи О–Н  О, ей легче изогнуться, чем
разорваться. Надо признать, что на сегодня природа и состояние водородных
связей   в   жидкой   воде   изучены   ещё   недостаточно,   и   этот   вопрос   требует
дальнейших исследований.
Различные авторы выдвинули сейчас более двух десятков моделей жидкой
воды.   В   этих   моделях   рассматриваются   всевозможные   сочетания   двух
указанных   выше   структур,   но   более   общую   картину   строения   воды   в
настоящее время даёт подход, рассматривающий как бы в совокупности и
взаимосвязи   структуру,   тепловое   движение   частиц   и   взаимодействие
различных сил, возникающих между частицами в жидкой фазе.

file_name: теории строения воды.docx


extracted_text:
Дополнительный материал по теме:
 «Физическая теория растворов.
Химическая теория растворов. Теория растворов И. А. Каблукова.
Объединённая теория растворов».
Вся   практическая   деятельность   человека   с   самой   глубокой   древности
связана   с   использованием   воды   и   водных   растворов.   Разнообразными
растворами пользовались при изготовлении строительных материалов, красок,
стекла, керамики. Глиняные изделия, неразгаданные рецепты цветной глазури,
покрывающие   стены   подземных   гробниц   фараонов,
  искусство
бальзамирования, достигшее в Древнем Египте замечательного развития, – всё
это   опять   же   растворы,   причём   достаточно   сложные   по   составу   и   весьма
умело   приготовленные   тогда,
  первыми
естествоиспытателями.
глубине   веков,
  в
Чтобы получился раствор, должен пройти процесс растворения, который
сопровождается, как и всякая химическая реакция, либо выделением теплоты
(экзотермический процесс), либо её поглощением (эндотермический процесс).
В  этом можно  убедиться  на простых  опытах.  Если  в  стакан, наполненный
наполовину водой, опустить термометр и прилить концентрированной серной
кислоты, то ртуть в термометре резко пойдёт вверх. Такой стакан даже в руки
взять   трудно –   настолько   он   горяч.   Если   же   начать   растворять   нитрат
аммония или роданид аммония, приливая в стакан, где находятся эти соли,
понемножку   воды,   то   стакан   настолько   охладится,   что   даже   может
примёрзнуть к лабораторному столу.
Что же за соединения возникают в растворах? Д. И. Менделеев, наиболее
глубоко разработавший химическую теорию растворов, предложил называть
их сольватами (от латинского слова solvere  – растворять). При растворении в
воде   процесс   образования   таких   соединений   именуется   гидратацией,   а
образующиеся продукты – гидратами. Поэтому химическую теорию растворов
называли сольватной или гидратной теорией растворов.
На   основе   этой   теории   стали   понятны   такие   явления,   как,   например,
превращение   смеси   сульфата   кальция   с   водой   в   твёрдую   массу.   Этим
процессом   пользуются   при   наложении   гипсовых   повязок   при   переломах.
Сульфат   кальция   и   вода   образуют   прочные   соединения,   из   которых   воду
выделить   очень   трудно.   Стала   понятна   и   природа   изменения   цвета   солей,
осаждающихся  из  растворов при  различных  условиях.  Например, известно,
что соль CuSO4 белого цвета. Однако в воде образуется голубой раствор этого
вещества,   а   при   осаждении   из   его   соли   получаются   синие   кристаллы.
Прокаливанием при 250 С их можно снова сделать белыми. Собранный при
этом   пар   оказывается   обыкновенной   водой.   Таким   образом,   голубые   или синие   кристаллы   состоят   из   молекул   соли   и   воды,   которая   и   придает
кристаллам цвет. По виду и на ощупь голубая соль совершенно сухая. Такие
соединения   вещества   с   водой,   имеющие   форму   кристаллов,   называются
кристаллогидратами.   Их   состав   может   быть   определён   взвешиванием
кристаллов на одну молекулу соли, например:
 10H2O
CuSO4  5H2O
H2SO4  H2O
MgSO4
Однако   химическая   теория   не   позволяла   количественно   предсказать
изменения свойств растворов в зависимости от концентрации растворённого
вещества,   не   объясняла,   как   могут   быть   построены   сольватированные
молекулы.
Авторы химической теории растворов переносили соотношения, хорошо
известные для газов, на вещество в растворённом состоянии. Правда, дело
ограничивалось   лишь   сильно   разбавленными   растворами.   «Я   установил,   –
писал   ВантГофф, –   для   слабых   растворов   законы,   аналогичные   законам
Бойля –   Мариотта   и   ГейЛюссака   для   газов…»   Пользуясь   уравнениями
закономерностей,   широко   известных   для   газов,   можно   было   производить
довольно точные расчёты.
Теория   ВантГоффа   оправдалась   для   разбавленных   растворов   многих
веществ. Однако для растворов неорганических солей, таких как NaCl, KNO3,
результаты опыта и расчёта отличались почти в два раза, а для MgCl2  или
Ca(NO3)2 даже ещё больше. Причём чем более разбавлен раствор в воде, тем
больше   наблюдалось   отклонений   от   расчётной   величины.   То   же   самое
происходило с растворами кислот и оснований.
С.   Аррениус   предположил,   что   вещества,   растворы   которых   проводят
электрический ток, распадаются на отдельные заряженные частицы – ионы, а
ионы ведут себя как «свободные» частицы и со средой не взаимодействуют. В
теории С. Аррениуса отмечалось также, что при растворении электролиты
распадаются   на   ионы   не   полностью:   только   определённая   часть   вещества
находится   в   растворе   в   виде   ионов.   Для   упрощения   физической   картины
автор теории предположил, что между образующимися ионами, ввиду низкой
концентрации вещества, отсутствует электростатическое взаимодействие.
Противники теории электролитической диссоциации сразу же увидели её
главный недостаток: в ней не указывалась причина диссоциации электролитов.
Неудивительно,   что   теория   С.   Аррениуса   подверглась   острой   критике   со
стороны многих учёных.
В период самого разгара борьбы сторонников физической и химической
теорий в лаборатории одного из создателей физической химии – В. Оствальда –   появился   молодой   русский   химик   И. А. Каблуков,   командированный   из
Московского   университета   для   ознакомления   с   методами   новой   области
химии. Он быстро подружился с С. Аррениусом и русским химиком В. А.
Кистяковским.
Повторив   исследования   зависимости   электропроводности   растворов
электролитов   в   воде   от   их   концентрации,   И.   А.   Каблуков   подтвердил
правильность   выводов   С.   Аррениуса.   Значит,   действительно   в   водных
растворах молекулы электролитов диссоциируют на ионы. Но участвует ли в
этом растворитель?
И.   А.   Каблуков   сравнивает   поведение   электролитов   в   различных
растворителях и приходит к выводу, что причиной диссоциации электролитов
в воде является гидратация. Именно этот процесс и приводит к ослаблению
связей в молекулах и их распаду на ионы.
Сторонники   же   химической   теории,   утверждая   идею   о   взаимодействии
растворённого   вещества   и   растворителя,   не   допускали   мысли   о   распаде
вещества на отдельные заряженные ионы.
И. А. Каблуков установил, что химическое взаимодействие растворителя с
молекулами   электролитов   приводит   к   их   распаду   на   ионы.   Вода,   образуя
соединение   с   молекулами   электролитов,   «растаскивает»   их,   разделяет   на
ионы. Мало того, она образует с этими ионами соединения. В результате было
выдвинуто   представление   о   гидратации   ионов.   (Надо   сказать,   что   идея   о
взаимодействии   ионов   с   водой   практически   одновременно   с   И.   А.
Каблуковым   была   высказана   и   другим   молодым   русским   химиком   В.   А.
Кистяковским.) И. А. Каблуков последовательно развил эту идею и отстоял в
споре со сторонниками физической и химической теории. Он показал, что
основные   положения   теории   химического   взаимодействия   веществ   и
физической   теории   ВантГоффа,   взаимно   дополняя   друг   друга,   способны
объяснить практически все факты, связанные с растворением веществ и их
поведением в растворах.
Так,  если  серную кислоту  смешать  с  эфиром,  то  такой  раствор   ток  не
проводит: взаимодействие этих веществ невелико. В этом случае оказывались
справедливыми   формулы   ВантГоффа.   Получается   как   бы   частный   случай
общей   теории.   При   сильном   взаимодействии   растворённого   вещества   с
растворителем (например, серной кислоты или сульфата меди CuSO4 с водой)
происходит распад на ионы.
Однако смотреть на ионы лишь как на «свободные» газоподобные частицы
нельзя. Каблуков считал, что вода, разлагая молекулы растворённого тела,
входит   с   ионами   в   непрочные   соединения,   находящиеся   в   состоянии
диссоциации.   По   мнению   же   С. Аррениуса,   ионы   свободно   двигаются,
подобно   атомам.   Ионы   существуют   в   растворе,   окружённые   молекулами воды. Каждому иону соответствует определённое число молекул, входящих в
его «свиту». Так, медный купорос имеет формулу CuSO4    5H2O. Из этих
2–.
молекул   воды   четыре   окружают   ион   меди   и   лишь   одна   –   анион   SO4
Отрицательные ионы вообще плохо гидратируются.
Предложенная   И.   А.   Каблуковым   трактовка   ионизации   растворённых
веществ   стала   общепризнанной.   «Растворитель,   действуя   на   растворённое
тело,   изменяет   его   физические   и   химические   свойства,   –   писал   И.   А.
Каблуков,   –  и   от   величины   взаимодействия   между   растворённым   телом   и
растворителем зависят все свойства раствора».
Представление о гидратации ионов И. А. Каблукова и В. А. Кистяковского
позволило верно объяснить распад вещества на отдельные заряженные ионы,
то   есть   электролитическую   диссоциацию:   молекулы   электролитов   (кислот,
оснований и солей) в водных растворах распадаются на ионы под действием
молекул   воды.   Таким   же   диссоциирующим   действием   обладает   ещё
небольшое число растворителей, но вода стоит как бы особняком. Сильное
диссоциирующее действие её связано с тем, что молекула воды полярна. В
молекуле   воды   центры   положительных   и   отрицательных   зарядов   не
совпадают, и она представляет как бы стержень, имеющий избыточные заряды
на концах. У электролитов в молекулах тоже положительные и отрицательные
заряды распределены неравномерно.
Рассмотрим   процесс   диссоциации   молекул   какоголибо   электролита,
пользуясь представлениями объединённой теории растворов (Менделеева –
ВантГоффа – Аррениуса – Каблукова). Выберем для примера хлороводород
(HCl),   то   вещество,   электропроводность   растворов   которого   в   различных
растворителях   много   изучал   И. А. Каблуков.   Молекула   этого   вещества
полярна.   Атомы   водорода   и   хлора   имеют   некоторый   избыточный   заряд:
первый из них положителен, а второй – отрицателен. Молекулы растворителя,
если у них тоже имеется смещение зарядов (+ и –), совершенно определённым
образом   ориентируются   вокруг   молекулы   HCl.   Разноимённые   полюса   этих
молекул притягиваются.
Теперь всё зависит от того, насколько сильно химическое взаимодействие
между ионами, из которых состоит HCl, и растворителем. Если оно невелико,
то   вещество   в   основном   будет   находиться   в   виде   целых   молекул   и
электрический ток практически проводить не будет. Таковы растворы HCl в
эфире и бензоле.
В воде же и в других более или менее полярных растворителях (например,
метиловом   спирте)   взаимодействие   растворителя   с   ионами,   входящими   в
хлороводород,   велико.   Например,   катион   водорода   Н+  просто   не   может
существовать один: этот катион (протон) так крепко связывается с молекулой
воды, что существует только в виде иона гидроксония: Н+ + Н2О  Н3О+
Молекулы полярных растворителей притягиваются к ионам сильнее, чем
катион и анион связываются друг с другом в молекуле вещества. Вследствие
этого происходит диссоциация электролита:
HCl ⇄ H+ + Cl–,
или, точнее,
Ионы существуют в растворе в комплексе с молекулами растворителя, как,
в   частности,   ион   Cu2+  c   4H2O;   Fe2+  c   6Н2О   и   т.   п.   Этим   и   определяется
изменение свойств раствора по сравнению с характеристиками растворителя и
растворённого вещества, взятых по отдельности.
И.   А.   Каблуков   выполнил   ряд   фундаментальных   исследований   различных
растворов.   Результаты   его   работ   позволили   расширить   границы   теории
растворов и распространить её на все водные и неводные среды, в том числе и
смешанные,   состоящие   из   нескольких   растворителей.   Это   дало   мощный
импульс дальнейшему развитию учения об ионах в растворе, о способности
растворов переносить электрические заряды и т. д.

file_name: теория растворов.docx


extracted_text:
Тест по теме: «Скорость химической реакции. Химическое равновесие»
I вариант
I. Закон действующих масс выражается формулой:
а
1) k = AcEa/RT       2) V = k ∙
А∙СС
b
В
k 
2,3
r
lg
C
C
0
0
2
3)
       4)
V
1
V
2

t
1
t

2
10
II. Размерность величины скорости химической реакции:
1) моль/л∙с           2) м3/с
III. Способ, смещающий равновесие реакции
CO(г) + С12(г) ⇄ CCl2O(г)   вправо, – это:
1) увеличение концентрации продукта;
2) увеличение концентрации хлора;
3) уменьшение концентрации хлора.
IV. Способ, смещающий равновесие реакции
PCl3(г) + Cl2(г) ⇄ PCl5{r)   влево, – это:
1) увеличение концентрации продукта;
2) увеличение концентрации хлора;
3) уменьшение концентрации хлора.
V. Способ, смещающий равновесие реакции
2СО(г) ⇄ С(т) +СО2(г)   вправо, – это:
I) увеличение концентрации угарного газа;
2) увеличение концентрации углекислого газа;
3) уменьшение концентрации твердого продукта.
VI. При повышении давления равновесие реакции
2Н2О ⇄ 2H2 + О2   сместится влево.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
VII. При понижении давления равновесие реакции
2H2S + 3О2 ⇄ 2SO2 + 2H2O сместится влево.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
VIII. При повышении давления равновесие реакции
S(т) + 2HI ⇄ I2 + H2S сместится влево.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
IX. При понижении температуры равновесие реакции
H2 + S ⇄ H2S + Q сместится влево.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
X. При повышении температуры равновесие реакции
N2 + О2 ⇄ 2NO – Q сместится влево. 1) да;     2) нет;     3) не знаю.
XI. При повышении температуры равновесие реакции
CaCО3 ⇄ CaO + CО2 – 46 кДж сместится влево.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
XII. В какую сторону сместится равновесие реакции
СО(г) + Н2О(в) ⇄ СО2(г) + Н(г) при повышении давления?
1) равновесие не нарушится;
2) вправо;
3) влево.
XIII. При одновременном повышении температуры и понижении давления
равновесие в реакции
СО + 2Н2 ⇄ СН3ОН(ж) + Q сместится вправо.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
XIV. При одновременном повышении давления и температуры равновесие
в реакции
С(т) +2N2O ⇄ CO2 +2N2 +Q сместится:
1) вправо;     2) влево;     3) не сместится.
II вариант
I. Константа скорости химической реакции – это:
1) скорость данного процесса в начальный момент времени;
2)   скорость   данной   реакции   при   концентрациях   реагентов,   равных   1
моль/л;
II.   Какой   математической   функцией   описывается   зависимость   скорости
реакции от температуры?
1) линейной;
2) логарифмической;
III. Способ, смещающий равновесие реакции
3) степенной;
4) показательной.
2SO2(г) +О2(г) ⇄ 2SО3(г) вправо, – это:
1) уменьшение концентрации продукта;
2) уменьшение концентрации кислорода;
3) увеличение концентрации продукта.
IV. Способ, смещающий равновесие реакции
FeO(т) + CO(г) ⇄ Fe(т) + CО2(г) вправо, – это:
1) увеличение концентрации угарного газа;
2) увеличение концентрации углекислого газа;
3) уменьшение концентрации твердого продукта.
V. Способ, смещающий равновесие реакции
2СuО(т) + СО ⇄ Сu2O(т) + СО2 вправо, – это: 1) увеличение концентрации угарного газа;
2) увеличение концентрации углекислого газа;
3) уменьшение концентрации твердого продукта.
VI. При повышении давления равновесие реакции
4НС1 + О2 ⇄ 2Сl2 + 2Н2О сместится вправо.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
VII. При понижении давления равновесие реакции
СО + Н2О ⇄ СО2 + Н2 сместится влево.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
VIII. При повышении давления равновесие реакции
Н2 + СО ⇄ Н2О + С(т) сместится вправо.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
IX. При понижении температуры равновесие реакции
2SO3 ⇄ 2SO2 + О2 – Q сместится вправо.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
X. При повышении температуры равновесие реакции
2СО + О2 ⇄ 2СО2 + Q сместится влево.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
XI. При повышении температуры равновесие реакции
FeO + СО ⇄ Fe + СО2 +17 кДж сместится вправо.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
ХII. Сместить равновесие реакции
Н2 + S ⇄ H2S + Q вправо, можно:
1) повысив температуру; 2) понизив температуру.
XIII. При одновременном повышении температуры и понижении давления
равновесие в реакции
2HBr ⇄ H2 + Вr2(ж) – Q сместится вправо.
1) да;     2) нет;     3) не знаю.
XIV. Выход продуктов реакции
3Fe(т)  + 2СО  ⇄  Fe3C(т)  + CO2  + 149 кДж при одновременном повышении
давления и понижения температуры:
1) увеличится;  2) уменьшится;  3) не изменится.

file_name: тест скорость реакции.docx


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
УГЛЕВОДЫ
Цель работы: исследовать свойства моно, ди и полисахаридов.
Т е о р е т и ч е с к о е  о б о с н о в а н и е.
Углеводы – это кислородсодержащие органические вещества, отвечающие
формуле Cn(H2O)m. Входят в состав пищевых продуктов.
Глюкоза  – это альдегидоспирт, поэтому для нее характерна реакция с
Cu(OH)2; как многоатомный спирт, без нагревания дает яркосинюю окраску
раствора; как альдегид, при нагревании дает окраску кирпичного цвета; для
нее также характерна реакция серебряного зеркала.
Сахароза  при   гидролизе   распадается   на   два   углевода   –   глюкозу   и
фруктозу,   а  крахмал –   на  глюкозу.   Реакции   гидролиза   происходят   в
организме   под   действием   ферментов   в   кислой   среде.  Продукты   гидролиза
легко распознать качественными реакциями.
О п ы т  1. Окисление глюкозы (реакция серебряного зеркала).
Влейте в пробирку 1–2 мл раствора азотнокислотного серебра и по каплям
добавляйте раствор аммиака: сначала выпадает бурый осадок окиси серебра,
который затем растворяется в избытке раствора аммиака.
К приготовленному аммиачному раствору окиси серебра прилейте 2 мл
20%ного   раствора   глюкозы   и   несколько   капель   1%ного   едкого   натра   и
осторожно нагрейте полученную смесь. Нагревание можно вести в стакане с
горячей водой. Что наблюдается? Как объяснить этот процесс?
Напишите уравнение происходящей реакции.
О п ы т  2. Гидролиз сахарозы (инверсия).
В пробирку налейте 1–3 мл раствора сахарозы и прибавьте 1 мл раствора
серной кислоты. Пробирку с раствором кипятите 1–2 мин., а затем охладите и
разделите на 2 части. В одной пробирке раствор нейтрализуйте сухой содой,
добавляя ее маленькими порциями до тех пор, пока не прекратится выделение
углекислого газа. После нейтрализации добавьте гидроксид меди и нагрейте.
Что наблюдается? Почему?
Объясните, что произошло с сахарозой. Напишите уравнения реакций.
О п ы т  3. Обнаружение в молоке молочного сахара.
Налейте   до   1/3   пробирки   молока,   разбавленного   наполовину   водой,   и
прилейте   к   нему   несколько   капель   уксусной   кислоты.   Перемешайте
содержимое пробирки стеклянной палочкой. Под влиянием уксусной кислоты
выпадают хлопья свернувшегося белка. Профильтруйте жидкость, а фильтрат
нейтрализуйте   щелочью.  После   нейтрализации   прилейте   растворы   CuSO4  и
NaOH и нагрейте. Как изменился цвет раствора? Почему? О п ы т  4. Ферментный гидролиз крахмала.
Растворите 1 г крахмала в 5–6 мл воды. Перемешайте и дайте отстояться
взвеси.   Воду   сверху   слейте   и   добавьте   новую   порцию   воды.   Подобное
промывание крахмала повторите 2–3 раза. Затем смесь взболтайте и вылейте
тонкой струей в стакан с 50 мл кипящей воды. Охладите раствор крахмала.
Приготовьте   раствор   слюны.   Для   этого   около   минуты   полощите   рот
дистиллированной водой и полученную жидкость отфильтруйте.
Приготовленный раствор слюны подогрейте в стакане с водой до 35–40 С.
Налейте  в 4  пробирки  по  1  мл  раствора   крахмала  и  столько  же  раствора
слюны.   Перемешайте   жидкость.   В   первую   пробирку   добавьте   каплю   йода
сразу же, во вторую – через 5 минут, в третью – через 10 минут, в четвертую –
через 20 минут. Что наблюдается? Объясните.
По окончании опытов убрать рабочее место и приступить к оформлению
работы.

file_name: углеводы.docx


extracted_text:
СПРАВОЧНИК ФОРМУЛ
ДЛЯ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «РАСТВОРЫ»
Массовая доля вещества
в растворе
)вав(m
)рар(m
 =
;
)вав(m
)рар(m
 % =
 ∙ 100 %
m(вва) =  ∙ m(рра)
)вав(m
m(рра) =

)вав(m

)ляр(m)вав(m
 =
m(рра) = V(рра) ∙ 
Эквивалент
(M
)
оксида
Эоксида =
(N
атом
)таэл.

валентн
таэл.
(М
кислоты
)
основность
кислоты
Экты =
(М
основания
)
кислотност
ь
основания
Эоснов. =
Эсоли =
(N
атом
.
(М
)Ме
)
соли

валентн
.
Ме
Молярная концентрация
Мольная доля
n
)рар(V
С =
;
С = [моль/л]
n = C ∙ V(рра)
n
V(рра) =  C
Нормальность
.)
раств
(N
.
эквив
)рар(V
Сн =
;
С = [моль/л]
Коэффициент
растворимости
)вав(m
)ляр(m
Ks =
Объёмная доля вещества
)x(n

)x(n
)S(n
N(х) =
n(х) – количество вещества в растворе
n(S) – количество растворителя
Моляльность
)вав(n
)ляр(m
;
m =
m = [моль/кг]
Растворимость
)вав(m
)ляр(m
S =
 ∙ 100
Формулы перевода )вав(V
смеси
(V
)
;
 =
)вав(V
смеси
(V
)
 % =
 ∙ 100 %
V(вва) =  ∙ V(смеси)
10

)х(
)х(М
С =
)х(М)х(С


10
 =
Титр:
Сн 
Э
Т =  1000
;      Т = 
мл/г

file_name: формулы на растворы.docx


extracted_text:
ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ МАТЕРИАЛ ПО ТЕМЕ:
«ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ»
Химическое   равновесие  –  это   состояние   системы,   при   котором
скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
Смещение химического равновесия (принцип Ле Шателье – Брауна):
если   изменить   одно   из   условий,   при   котором   система   находится   в
равновесии   (концентрацию,   температуру   или   давление),   то   равновесие
сместится в направлении той реакции, которая противодействует этому
изменению.
Из этого принципа следует:
1) увеличение   концентрации   исходных   веществ   или   одного   из   исходных
веществ   смещает   химическое   равновесие   в   сторону   прямой   реакции,   а
увеличение концентрации продуктов – в направлении обратного процесса;
2) повышение   температуры   смещает   химическое   равновесие   в   сторону
эндотермической   реакции,   а   понижение   температуры –   в   направлении
экзотермического процесса;
3) увеличение   давления   смещает   равновесие   в   сторону   реакции,
протекающей   с   образованием   меньшего   количества   веществ   газов,   а
уменьшение   давления   –   в   направлении   процесса,   протекающего   с
образованием большего количества веществ газов.
П р и м е р  1. Реакция протекает по уравнению:
 2NH3(г) + Q
3Н2(г) + N2(г)
4 моль газа  эндотерм.  2 моль газа
Укажите, какое влияние на равновесное состояние окажут:
а)   увеличение   давления;   б)   повышение   температуры;   в)   увеличение
концентрации азота; г) введение катализатора.
Решение.
а) В соответствии с принципом Ле Шателье – Брауна повышение давления
приводит к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к меньшему
количеству веществ газов, то есть в сторону образования NH3.
б)   Поскольку   прямая   реакция   экзотермическая,   то   в   соответствии   с
принципом   Ле   Шателье   –   Брауна   повышение   температуры   будет
способствовать   протеканию   эндотермической   реакции,   то есть   равновесие
сместится в сторону разложения NH3.
в) Увеличение концентрации азота вызовет смещение равновесия в сторону
прямой реакции, то есть в сторону образования NH3. г)   Катализатор   в   одинаковой   степени   изменяет   скорость   прямой   и
обратной реакций, поэтому введение катализатора не приводит к смещению
равновесия.
П р и м е р 2. Укажите, как повлияет увеличение давления на равновесие в
реакциях:
 2HI(г);
1) Н2(г) + I2(г)
2 моль газа
2 моль газа
2) С(графит) + СО2(г)
 2СО(г)
1 моль газа             2 моль газа
Решение.
1.   В   первой   реакции   количества   веществ   газов,   образующихся   при
протекании   прямой   и   обратной   реакции,   одинаковы,   поэтому   изменение
давления не приведет к смещению равновесия.
2.   Вторая   реакция   гетерогенная.   Повышение   давления   приводит   к
смещению   равновесия   в   сторону   реакции,   приводящей   к   образованию
меньшего количества веществ газов, то есть в сторону обратной реакции (в
сторону образования СО2).
Реши самостоятельно:
1.   Укажите,   как   повлияет:   а)   повышение   давления,   б)   повышение
температуры, в) увеличение концентрации кислорода на равновесие системы:
2СО + О2
2СО2  + Q. (а) сместится в сторону образования СО2; б) в
сторону образования СО; в) в сторону образования СО2.)
2. Укажите, как повлияет понижение давления на равновесие в системах:
1) Fe(к) + Н2О(пар)
2) 4HCℓ(г) + О2(г)
3) СН4(г) + СО2(г)
(1   –   не   сместится,   2   –   сместится   в   сторону   образования  HC ,   3   –
FeО(к) + Н2(г),
2Н2О(г) + 2Cℓ2(г),
2СО(г) + 2Н2(г)
ℓ
сместится в сторону образования СО.)
СаО(к) + СО2(г) – Q.
3. Реакция протекает по уравнению:
CaCO3(к)
Укажите,   изменением   каких   параметров   можно   сместить   равновесие   в
сторону   образования   оксида   углерода   (IV).   (Повышением   температуры,
уменьшением   давления,   уменьшением   концентрации  СО2,   то есть   отвод
СО2 из реакционной системы). 4.   Укажите,   как   повлияет:   а)   повышение   давления,   б)   понижение
температуры, в) увеличение концентрации водорода, г) введение катализатора
на равновесие в реакциях:
1) 2Н2(г) + О2(г)
2) СО(г) + Н2О(г)
3) Fe2O3(к) + 3Н2(г)
4) С(тв.) + 2Н2(г)
2Н2О(г) + Q
СО2(г) + Н2(г) – Q
2Fe(к) + 3Н2О(г) – Q
СН4(г) + Q.
5. Если через смесь азота с водородом пропускать искровый разряд, то
образуется лишь немного аммиака. Но если при этом газовая смесь находится
над серной кислотой, то синтез идет до конца. Укажите, что является
причиной такого изменения в ходе процесса. Ответ подтвердите
соответствующими уравнениями реакций.

file_name: химическое равновесие (2).docx


extracted_text:
Методический материал по теме: «Химическое равновесие»
Химические реакции, в результате которых исходные вещества полностью
превращаются   в   продукты   реакции,   называют  необратимыми.  Реакции,
продукты которых в тех же условиях способны реагировать друг с другом,
образуя   исходные   вещества,   называют  обратимыми.
 Реакцию   между
исходными   веществами   называют   прямой,   ее   скорость   обозначается  υ>.
Реакцию между образовавшимися веществами называют   о б р а т н о й, ее
скорость   обозначается  υ<.   В   соответствии   с   законом   сохранения   масс   в
начальный   момент   времени   величина   скорости   прямой   реакции   имеет
максимальное значение, тогда как величина скорости обратной реакции равна
нулю.   Со   временем   концентрация   исходных   веществ   уменьшается,   а
концентрация   продуктов   реакции,   напротив,   возрастает.   Как   следствие,
уменьшается скорость прямой реакции и растет скорость обратной реакции. В
тот момент, когда обе скорости становятся равными, система переходит в
равновесное   состояние.   Молярные   концентрации   участвующих   в   реакции
веществ перестают изменяться, их называют равновесными, обозначая [ ]р.
р [O2]р = k←[SOз]2
р
Например, для гомогенной реакции 2SO2 + О2 = 2SО3:
υ→ = k→[SО2]2[О2]    и     υ← = k←[SО3]2.
С наступлением химического равновесия: υ→ = υ←
k→[SO2]2
Кх∙р = k→/k← = [SO3] 2
где: Кх∙р  – константа химического равновесия;
[SO2]р, [O2]p, [SO3]р – молярное равновесие концентрации.
При   величине   Кх∙р > 1   выход   продуктов   реакции   большой;   при   Кх∙р  <   1
p / [SO2]2
p [O2]p,
выход продуктов реакции незначителен.
1. Вычисление константы химического равновесия
П р и м е р.
Вычислите константу химического равновесия для обратимой гомогенной
реакции, СО + Н2О = СО2 + Н2, исходя из того, что равновесие концентрации
веществ:
[СО]р = 0,045 моль/л,
[Н2О]р = 0,064 моль/л,
[СО2]р = 0,18 моль/л.
Дано:
[СО]р = 0,045 моль/л
[Н2О]р = 0,064 моль/л
[СО2]р = 0,18 моль/л
Кх.р – ?
Решение: Молярное отношение продуктов реакции 1:1, поэтому
[СО2]р = [Н2]р = 0,18 моль/л.
Исходя из выражения (2.1) рассчитываем величину константы химического
равновесия:
Кх.р = [СО2]р [Н2]р / [СО2]р [Н2О]р = 0,18 ∙ 0,18/0,045 ∙ 0,064
Ответ: 11,25.
2. Вычисление равновесных концентраций
по исходным концентрациям реагирующих веществ
и наоборот
П р и м е р 1.
Обратимая газовая реакция протекает по уравнению:
СО + CI2 = COCI2.
Исходные концентрации реагирующих веществ:
[СО]0 = 0,03 моль/л;
[Cl2]0 = 0,02 моль/л.
После наступления равновесия концентрация угарного газа стала:
[СО]р = 0,021 моль/л.
Вычислить   равновесные   концентрации   остальных   веществ   и   величину
константы химического равновесия.
Дано:
[СО]0 = 0,03 моль/л
[С12]0 = 0,02 моль/л
[СО]р = 0,021 моль/л
[CI2]p, [COCI2]p, Kx.p – ?
Решение:
К моменту равновесия изменение концентрации СО составило:
∆[СО] = [СО]0 – [СО]р = 0,03 – 0,021 = 0,009 моль/л.
Поскольку молярное отношение веществ, участвующих в реакции 1:1:1, то
изменение концентрации всех веществ одинаково:
[С12]р = [С12]0 – ∆[С12] = 0,02 – 0,009 = 0,011 моль/л,
[СОС12]р = 0,009 моль/л,
Кх∙р = [СОС12]Р / [СО]Р [С12]р = 0,009/0,021 ∙ 0,011 = 39.
Результаты вычислений внесем в таблицу, где знаки «+» и «–» означают
соответственно увеличение или понижение концентрации вещества. Начальная концентрация,
Изменение концентрации,
Равновесная концентрация,
моль/л
[CO]0 = 0,03
[Cl2]0 = 0,02
[COCl2]0 = 0
моль/л
∆[CO] = –0,009
∆[Cl2] = –0,009
∆[COCl2] = +0,009
моль/л
[CO]p = 0,021
[Cl2] = 0,011
[COCl2] = 0,009
Ответ: [С12]р = 0,011 моль/л; [СОС12]р = 0,009 моль/л; Кх∙р = 39.
П р и м е р 2.
Равновесные   концентрации   веществ,   участвующих   в   обратимой   реакции
2NO + О2 = 2NО2, следующие (моль/л):
[NО]р = 0,056;
[О2] = 0,028;
[NO2]р = 0,044.
Рассчитать начальные концентрации исходных веществ.
Дано:
[NО]р = 0,056 моль/л
[O2]р = 0,028 моль/л
[NO2]р = 0,044 моль/л
[NO]0, [О2]0 – ?
Решение:
Начальная концентрация оксида азота (IV) была [NO2]0 = 0, а ее изменение
к моменту равновесия составляет ?[NО2] = 0,044 моль/л.
Молярное   отношение   NO   и   NО2  в   реакции   2:2   (1:1),   следовательно,
начальная концентрация NO будет:
[NO]0 = [NO]р + 0,044 = 0,056 + 0,044 = 0,1 моль/л.
Молярное   отношение   О2  и   NO2  составляет   1:2,   отсюда   начальная
концентрация О2 будет:
[О2]0 = [О2]р + 0,044/2 = 0,028 + 0,022 = 0,05 моль/л.
Результаты вычислений записываем в таблицу
Равновесная концентрация,
Изменение концентрации,
Начальная концентрация,
моль/л
[NO2]p = 0,044
[NO]p = 0,056
[O2]p = 0,028
моль/л
∆[NO2]p = +0,044
∆[NO]p = –0,044
∆[O2]p = –0,022
моль/л
[NO2]0 = 0
[NO]0 = 0,1
[O2]0 = 0,05
Ответ: [NО]0 = 0,1 моль/л;  [О2]0 = 0,05 моль/л.
П р и м е р 3.
Реакция   синтеза   аммиака   протекает   по   уравнению   ЗН2  +   N2  =   2NH3.
Начальные концентрации исходных веществ равны (моль/л): водорода – 0,05; азота – 0,04: константа скорости реакции равна 0,3. Рассчитать: а) начальную
скорость реакции; б) скорость реакции, когда концентрация аммиака стала
равной 0,02 моль/л.
Дано:
а) [Н2]0 = 0,05 моль/л
[N2]0 = 0,04 моль/л
k =0,3
υ0 – ?
б) [NH3] = 0,02 моль/л
k = 0,3
υ – ?
Решение:
а)   В   соответствии   с   законом   действующих   масс   находим   начальную
скорость реакции:
υ0 = k[H2]0
3[N2]0 = 3 ∙ 10–1 [5 ∙ 10–2]3 [4 ∙ 10–2] = 1,5 ∙ 10–6 моль/л∙с.
б) Исходя из уравнения реакции молярное отношение водорода и аммиака
3:2. Увеличение концентрации аммиака на 0,02 моль/л вызывает уменьшение
концентрации водорода на 0,03 моль/л (0,02 – 3/2 = 0,03).
Таким образом, к моменту когда концентрация аммиака выросла на 0,02
моль/л, концентрация водорода уменьшилась до 0,02 моль/л (0,05 – 0,03 =
0,02).   Молярное   отношение   азота   и   аммиака   1:2.   Концентрация   азота
уменьшится на 0,01 моль (0,02 – 1/2 = = 0,01) и станет равной 0,03 моль/л
(0,04   –   0,01   =   0,03).   Скорость   реакции   с   уменьшением   концентрации
реагирующих веществ также понизится:
υ = k[H2]3[N2] = 3 ∙ 10–1[2 ∙ 10–2]3[3 ∙ 10–2] = 7,2 ∙ 10–8 моль/л∙с.
Ответ: а) 1,5 ∙ 10–6 моль/л∙с; б) 7,2 ∙ 10–8 моль/л∙с.
П р и м е р 4.
Реакция протекает по уравнению 2NO + О2 = 2NO2, через некоторое время
после начала реакции концентрации всех веществ, участвующих в реакции,
стали: [NO] = 0,04 моль/л; [О2] = 0,01 моль/л; [NО2] = 0,02 моль/л. Рассчитать
начальные концентрации исходных веществ и начальную скорость реакции,
если константа скорости реакции k = 1.
Дано:
[NO] = 0,04 моль/л
[О2] = 0,01 моль/л
[N02] = 0,02 моль/л
k = 1 [NO]0, [O2]0, x0 – ?
Решение:
В   соответствии   с   уравнением   реакции   молярное   отношение   NO   и   NO2
равно 2:2 (1:1).
Увеличение концентрации продукта реакции NO2  до 0,02 моль/л вызвало
уменьшение   концентрации   NO   на   0,02   моль.   Следовательно,   начальная
концентрация оксида азота (II) была:
[NО]0 = [NO] +0,02 = 0,04 + 0,02 = 0,06 моль/л.
Молярное   отношение   О2  и   NO2  составляет   1:2,   поэтому   повышение
концентрации NO2 до 0,02 моль вызвало уменьшение концентрации кислорода
на   0,01   моль   (0,02   ∙   1/2   =   0,01).   В   результате   начальная   концентрация
кислорода была:
[О2]0 = [О2] + 0,01 = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л.
Начальная скорость реакции
υ0 = k[NO]0
2[O2]0 = 1 [6 ∙ 10–2]2[2 ∙ 10–2] = 7,2 ∙ 10–5 моль/л∙с.
Ответ: [NO]0 = 0,06 моль/л; [О2]0 = 0,02 моль/л; х0 = 7,2 ∙ 10–5моль/л∙с.
3. Смещение химического равновесия
Химическое   равновесие   сохраняется   до   тех   пор,   пока   остаются
неизменными   условия,   в   которых   система   находится.   Изменение   условий
(концентрация   веществ,   температура,   давление)   вызывает   нарушение
равновесия.
  некоторое   время   химическое   равновесие
восстанавливается, но уже в новых, отличных от предыдущих условиях. Такой
переход   системы   из   одного   равновесного   состояния   в   другое   называется
смещением  (сдвигом)   равновесия.   Направление   смещения   подчиняется
принципу Ле Шателье.
  Через
При   увеличении   концентрации   одного   из   исходных   веществ   равновесие
смещается в сторону большего расхода этого вещества, усиливается прямая
реакция. Уменьшение концентрации исходных веществ смещает равновесие в
сторону образования этих веществ, так как усиливается обратная реакция.
Повышение   температуры   смещает   равновесие   в   сторону   эндотермической
реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.
Увеличение давления смещает равновесие в сторону уменьшения количеств
газообразных веществ, то есть в сторону меньших объемов, занимаемых этими
газами. Напротив, при понижении давления равновесие смещается в сторону
возрастания   количеств   газообразных   веществ,   то   есть   в   сторону   больших
объемов, образуемых газами.
П р и м е р 1. Как повлияет увеличение давления на равновесное состояние следующих
обратимых газовых реакций:
а) SO2 + C12=SO2CI2;
б) Н2 + Вr2=2НВr.
Решение:
Используем принцип Ле Шателье, согласно которому повышение давления
в   первом   случае   (а)   смещает   равновесие   вправо,   в   сторону   меньшего
количества газообразных веществ, занимающих меньший объем, что ослабляет
внешнее воздействие возросшего давления. Во второй реакции (б) количество
газообразных веществ, как исходных, так и продуктов реакции, равны, как
равны и занимаемые ими объемы, поэтому давление не оказывает влияния и
равновесие не нарушается.
П р и м е р 2.
В реакции синтеза аммиака (–Q) 3Н2  + N2  = 2NН3  + Q прямая реакция
экзотермическая,   обратная   –   эндотермическая.   Как   следует   изменить
концентрацию реагирующих веществ, температуру и давление для увеличения
выхода аммиака?
Решение:
Для смещения равновесия вправо необходимо:
а) увеличить концентрации Н2 и N2;
б) понизить концентрацию (удаление из сферы реакции) NH3;
в) понизить температуру;
г) увеличить давление.
П р и м е р 3.
Гомогенная   реакция   взаимодействия   хлороводорода   и   кислорода
обратима:
4НС1 + O2 = 2С12 + 2Н2O + 116 кДж.
1. Какое влияние на равновесие системы окажут:
а) увеличение давления;
б) повышение температуры;
в) введение катализатора?
Решение:
а) В соответствии с принципом Ле Шателье повышение давления приводит
к смещению равновесия в сторону прямой реакции.
б)  Повышение  t°  приводит  к   смещению  равновесия  в  сторону  обратной
реакции.
в) Введение катализатора не смещает равновесия.
2.   В   каком   направлении   сместится   химическое   равновесие,   если
концентрацию реагирующих веществ увеличить в 2 раза?
Решение: Начальные скорости прямой и обратной реакций следующие:
υ→ = k→[HCl]0
2[O2]0
2;   υ0
← = k←[H2O]0
2[Cl2]0
2
После увеличения концентраций скорость прямой реакции стала:
υ→ = k→[2HCl]4[2O2] = 32 k→[HCl]0
4[O2]0
то есть возросла по сравнению с начальной скоростью в 32 раза. Аналогичным
образом скорость обратной реакции возрастает в 16 раз:
υ← = k←[2H2O]2[2Cl2]2 = 16k←[Н2O]0
2[С12]0
2.
Увеличение   скорости   прямой   реакции   в   2   раза   превышает   увеличение
скорости обратной реакции: равновесие смещается вправо.
П р и м е р 4.
В какую сторону сместится равновесие гомогенной реакции:
PCl5 = РС13 + Сl2 + 92 КДж,
если повысить температуру на 30 °С, зная, что температурный коэффициент
прямой реакции равен 2,5, а обратной – 3,2?
Решение:
Поскольку температурные коэффициенты прямой и обратной реакций не
равны, повышение температуры поразному скажется на изменении скоростей
этих   реакций.   Пользуясь   правилом   ВантГоффа   (1.3),   находим   скорости
прямой и обратной реакций при повышении температуры на 30 °С:
υ→(t2) = υ→(t1)
υ←(t2) = υ← (t1)
2γ
t 
(1,0
t
1
)
2γ
t 
(1,0
t
1
 = υ→(t1)2,50,1∙30 = 15,6υ→(t1);
 = υ→(t1)3,20,1∙30 = 32,8υ← (t1)
)
Повышение температуры увеличило скорость прямой реакции в 15,6 раза,
обратной – в 32,8 раза. Следовательно, равновесие сместится влево, в сторону
образования РСl5.
П р и м е р 5.
Как   изменятся   скорости   прямой   и   обратной   реакций   в   изолированной
системе   С2Н4  +   H2  ⇄  С2Н6  и   куда   сместится   равновесие   при   увеличении
объема системы в 3 раза?
Решение:
Начальные скорости прямой и обратной реакций следующие:
υ0 = k[C2H4]0 [H2]0; υ 0 = k[C2H6]0.
Увеличение   объема   системы   вызывает   уменьшение   концентраций
реагирующих веществ в 3 раза, отсюда изменение скорости прямой и обратной
реакций будет следующим:
υ 0 = k[1/3 С2Н4] [1/3Н2] = 1/9υ0
υ = k[1/3C2H5] = 1/3υ0 Понижение скоростей прямой и обратной реакций неодинаково: скорость
обратной   реакции   в   3   раза   (1/3   :   1/9   =   3)   превышает   скорость   обратной
реакции,   поэтому   равновесие   сместится   влево,   в   сторону,   где   система
занимает больший объем, то есть в сторону образования С2Н4 и Н2.
Задачи для самостоятельного решения
1. Концентрация газа равна 0,125 моль/л. Какой станет концентрация газа:
а) при увеличении объема в 5 раз;
б) при уменьшении объема в 3 раза?
Ответ: а) 0,025 моль/л; б) 0,375 моль/л.
2. Реакция протекает по уравнению Fe2O3(т) + 3CO(r) = 2Fe(т) + + 3СО2. Как
надо   изменить   концентрацию   СО   и   давление   в   системе,   чтобы   увеличить
выход металла?
Ответ: Увеличить концентрацию СО; давление не влияет.
3. Окисление сернистого газа протекает по уравнению
2SO2 + О2 = 2SO3 + 284 кДж.
Как следует изменить концентрацию исходных веществ и температуру для
усиления процесса окисления?
Ответ: Увеличить концентрации SO2 и О2, понизить температуру.
4. Реакция протекает по уравнению Nа2S2О3(ж) + Н2SО4(ж) = Nа2SО3(ж) + S(n) +
Н2О. Как изменится скорость реакции при разбавлении реагирующей смеси в
2 раза?
Ответ: Уменьшится в 4 раза.
5.   Во   сколько   раз   увеличится   скорость   химической   реакции   при
повышении температуры на 100 °С, принимая температурный коэффициент
скорости равным 3?
Ответ: Увеличится в 59 049 раз.
6. При 20 °С реакция протекает за 2 минуты. За сколько времени будет
протекать эта же реакция:
а) при 0 °С;
б) при 50 °С, принимая температурный коэффициент реакции равным 2?
Ответ: а) за 8 мин; б) за 15 с.
7. Определить температурный коэффициент химической реакции, если при
понижении температуры на 40 °С реакция замедлилась в 40 раз?
Ответ: 2,5.
8.  Реакция идет по уравнению N2  + О2  = 2NO. Концентрации исходных
веществ   были   (моль/л):   азота   –   0,049   и   кислорода   –   0,01.   Вычислите
концентрации участвующих в реакции веществ в момент, когда концентрация
продукта реакции стала 0,005 моль/л. Ответ: N2 – 0,0465 моль/л; 02 – 0,0075 моль/л.
9. Окисление аммиака идет по уравнению 4NH3 + 5О2 =4NO + 6Н2О. Через
некоторое   время   после   начала   реакции   концентрации   участвующих   в   ней
веществ были (моль/л): аммиака – 0,009, кислорода – 0,00125, оксида азота
(II) – 0,003.
Вычислить:
а) концентрацию водяного пара в этот момент;
б) исходные концентрации аммиака и кислорода.
Ответ: а) Н2О – 0,0045 моль/л; б) NH3 – 0,012 моль/л, О2 – 0,005 моль/л.
10. Реакция протекает по уравнению 4НС1(г) + О2(г) = 2С12(г) + 2Н2О(п). Через
некоторое время после начала реакции установились концентрации (моль/л):
хлороводорода – 0,85, кислорода – 0,44, хлора – 0,3. Рассчитайте начальные
концентрации исходных веществ.
Ответ: HCI – 1,45 моль/л; О2 – 0,59 моль/л.
11.   В   процессе   реакции,   протекающей   по   уравнению   2А   +   3В   =   С   за
определенный период времени концентрация вещества А уменьшилась на 0,3
моль/л. Как изменилась при этом концентрация вещества В?
Ответ: Уменьшилась на 0,45 моль/л.
12. При синтезе аммиака 3Н2  + N2  = 2NH3  к данному моменту времени
прореагировало 0,9 моль/л водорода, а начальная концентрация была равна 1,4
моль/л.
  Определите   концентрацию   оставшегося   водорода   и
прореагировавшего азота.
Ответ: Н2 – 0,5 моль/л; N2 – 0,3 моль/л.
13.   Исходные   концентрации   сернистого   газа   и   кислорода   в   гомогенной
системе 2SO2  + O2=2SO3  были соответственно равны 0,03 и 0,015 моль/л. К
моменту наступления равновесия концентрация сернистого газа стала равной
0,01   моль/л.   Вычислите   равновесные   концентрации   остальных   веществ,
участвующих в реакции.
Ответ: О2 – 0,005 моль/л; SO3 – 0,02 моль/л.
14. Реакция протекает по уравнению Н2(г) + I2(г) = 2HI(г). Константа скорости
реакции   равна   0,16.   Начальные   концентрации   исходных   веществ   были
(моль/л): водорода – 0,04, паров йода – 0,05. Вычислите начальную скорость
реакции   и   скорость   ее,   когда   концентрация   водорода   стала   равной   0,03
моль/л.
Ответ: 3,2.10–4 моль/л∙с; 1,9 ∙ 10–4 моль/л∙с.
15. Омыление уксусноэтилового эфира протекает по уравнению
СН3СООС2Н5(ж) + NaОН(ж) = СН3СООNa(ж) + С2H5ОН(ж).
Константа скорости реакции равна 0,1. Начальные концентрации исходных
веществ (моль/л): эфира – 0,01, щелочи – 0,05. Вычислите начальную скорость
реакции v и скорость ее, когда концентрация эфира стала равной 0,008 моль/л. Ответ: 5 ∙ 10–5 моль/л∙с; 3,84 ∙ 10–5 моль/л∙с.
16. Для обратимых систем
а) 3О2 = 2О3;
б) N2 + О2 = 2NO;
в) 2SO2 + O2 = 2SО3
напишите   математическое   выражение   константы   химического   равновесия
(Кх.р) и определите, в какой из систем изменение давления не будет вызывать
смещение равновесия.

O
 3
O
Ответ: а) Кр =
17. Изменением каких параметров (концентрация, давление, температура)
можно   добиться   смещения   равновесия   в   сторону   образования   продукта
реакций:


NO
 
ON

SO
SO
3

2
;   б) Кр =
;   в) Кр =
2


O
2
2

2
2
3
2



2
2
.
а) Н2(г) + Вr2(г) = 2НВr(г) + 68 кДж;
б) 2SO2(г) + О2(г) = 2SО3(r) + 284 кДж;
в) С(т) + СО2(г) = 2СО(г) – 172 кДж?
Ответ:
 Повысить   концентрации   исходных   газообразных   веществ:
а),   б),   в);   давление   повысить:   б);   –   понизить:   в);   температуру   повысить:
в) – понизить: а), б).
18. Как повлияет на выход метилового спирта в обратимой реакции
СО(г)+ 2Н2 = СН3ОН(ж) + 128 кДж
и   куда   будет   смещаться   равновесие   при:   а)   увеличении   объема   системы;
б) повышении концентрации водорода; в) введении катализатора?
Ответ:  а)   снижение   выхода   продукта,   смещение   равновесия   влево;
б) увеличение выхода продукта, смещение равновесия вправо; в) не влияет.
19. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций и в какую сторону
сместится равновесие обратимой системы
при увеличении объема системы в 8 раз?
SO3(г) + С(т) = SО2(г) + СО(г)
Ответ: Скорость прямой реакции превысит скорость обратной реакции в
8 раз; равновесие сместится вправо.
20.   Как   изменятся   скорости   реакций   при   увеличении   давления
в 2 раза:
а) 4NO2(r) + O2(r) + 2H2O(r) = 4HNO3(ж);
б) 8NH3(r) + Br2(ж) = 6NH4Br(т) + N2(г)?
Ответ: Скорость увеличится: а) в 128 раз; б) в 256 раз.

file_name: химическое равновесие.docx


extracted_text:
ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ МАТЕРИАЛ ПО ТЕМЕ:
«ХРОМАТОГРАФИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ БИОМАТЕРИАЛА.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ АМИНОКИСЛОТ В КОЖНЫХ СМЫВАХ»
Большинство   аминокислот,
  которые   не   содержат   характерных
функциональных групп, обнаружить специфическими цветными реакциями не
удается.
С   другой   стороны,   из   литературы   (П.   Гамильтон)   известно,   что   с
поверхности большого пальца можно смыть более 20 разных аминокислот.
Для   определения   отдельных   аминокислот   в   кожном   смыве   можно
прибегнуть   к   хроматографическому   анализу.   В   условиях   школьного   урока
вполне   пригодна   по   своей   доступности   и   быстроте   так   называемая
восходящая хроматография на бумаге.
Для проведения опыта понадобятся:
1. Полоски качественной фильтровальной бумаги размером примерно 4 
12 см.
2. Камера для хроматографии, а попросту стеклянная банка или цилиндр, в
которые можно было бы подвесить полоску.
3.   Проявитель:   смесь   бутилового   спирта,   уксусной   кислоты   и   воды   в
соотношении 4:1:1.
4.   0,2–0,5   %ный   ацетоновый   или   спиртовый   раствор   нингидрина   с
добавлением нескольких капель уксусной кислоты.
5. Электроплитка или сушильный шкаф для прогревания хроматограмм.
Т е х н и к а  в ы п о л н е н и я  а н а л и з а. На расстоянии 1–2 см от
нижнего края хроматографической полоски прочертить простым карандашом
линию старта и на нее нанести образцы смывов в количестве примерно 10 мкл
(размер пятна около 1 копеечной монеты). Для надежности можно аккуратно
упарить   смывы   в   фарфоровой   чашечке   в   5–10   раз   и   наносить   более
концентрированный образец. На линии старта помещается 2–3 образца. Далее,
хроматограмму закрепляем в камере, погрузив ее нижний конец в проявитель,
налитый   на   дно   камеры,  ниже   линии   старта.  Хроматографическую   камеру
плотно   накрываем   стеклом,   насыщая   атмосферу   камеры   проявителем.
Последний поднимается по бумажной полоске (капиллярные силы), увлекая с
собой аминокислоты и другие компоненты смыва. За 30 минут проявитель
поднимается почти до верхнего края полоски. Затем она вынимается, сушится
и смачивается или опрыскивается раствором нингидрина, после чего снова
хорошо прогревается до появления пятен вишневого цвета, соответствующих
аминокислотам. Стоит   ли   подробно   описывать   эту   процедуру,  которую   проще   показать
воочию?   Однако   мы   столкнулись   с   тем   фактом,   что   выпускники   наших
педуниверситетов,
знакомы   с   техникой
хроматографического анализа на бумаге и в тонком слое.
  как   правило,
  мало
В связи с этим очень небольшой экскурс в историю аналитической химии.
Возникновение   хроматографии   как   аналитического   метода   справедливо
связывают с именем известного российского ботаника М. С. Цвета, который в
начале ХХ века показал возможность разделения растительных пигментов на
колонке с сорбентом (адсорбционная хроматография).
Дальнейшее   свое   развитие   хроматография   получила   через  40 лет,  когда
английские   химики   А. Мартин   и   Р. Синг   разработали   технику   планарной
хроматографии на фильтровальной бумаге. Благодаря своим методическим
разработкам   эти   молодые   англичане   смогли   основательно   продвинуться   в
области белковой химии и заработать Нобелевскую премию по химии в 1952
году.
Естественно,   много   воды   утекло   с   тех   пор   в   биохимической   науке.
Появились   автоматические   аминокислотные   анализаторы,   работающие   на
основе ионообменных смол. Развилась газожидкостная хроматография и т. п.
Место   бумажной   хроматографии   отчасти   заняла   тонкослойная
хроматография с более высокой разрешающей способностью.
Однако все эти продвинутые методы хроматографического анализа в силу
своей дороговизны, сложности и капризности оборудования недоступны не
только для школ, но и для провинциальных учебных институтов. Сложная
аппаратура имеет также тот недостаток, что на ней трудно понять принципы
метода.   Внутрь   прибора   не   заглянешь.   Старый   «дедовский»   метод
хроматографии на бумаге быстро и наглядно продемонстрирует школьникам
суть и возможности хроматографического анализа, позволит понять принцип
метода хроматографии.
Следует   оговориться,   что   в   предложенном   упрощенном   и   ускоренном
варианте приличного разделения аминокислот в смыве получить не удается:
слишком   короток   пробег   (менее   12   см),   слишком   много   разделяемых
компонентов   в   смыве;   кроме   того,   обычная   фильтровальная   бумага   –   не
лучший носитель для хроматографии. Впрочем, нам удалось получить до 10
отдельных   аминокислот   в   смыве,   используя   полоски   хроматографической
бумаги, ватман длиной до 25 см и повторное разделение образца до 4 раз
(рис.1).
В этом случае на анализ уходит несколько дней. Для модельных опытов с
хорошим разделением аминокислот можно использовать смесь из двух всего
аминокислот,   например,   глицина   и   валина   или   лейцина.   Такие   две
аминокислоты   хорошо   разделяются   с   помощью   описанной   упрощенной
процедуры (рис. 2). Рис. 1. Бумажная хроматограмма смыва с рук человека:
слева – обработка нингидрином (10 аминокислот);
справа – диазореакция Паули (снизу вверх: гистидин, тирозин, урокановая кислота)
Рис. 2. Бумажная хроматограмма смеси аминокислот (валин, глицин)
Для   закрепления   учебного   материала   по   хроматографическому   анализу
можно предложить процедуру разделения красителей с помощью восходящей
хроматографии на бумаге. Для этого на старт хроматограммы наносим не
аминокислоты, а маленькие (размером с булавочную головку) капли красок
фломастеров  разного  цвета   и  разгоняем   их,  как   описано  для   аминокислот
(можно   использовать   другой   проявитель,   например,   спиртоводную   смесь).
Для исследованных нами фломастеров получилась такая картина: красный,
желтый и коричневый красители поднялись от старта на 0,5 см, зеленый на
самом   деле   оказался   смесью   желтого   и   голубого   красителей,   а   синий
содержал помимо синего еще и розовый компонент. Что касается черного красителя,  то   в  нем   обнаружены  отдельные   пятна   красного,  пурпурного   и
синего пигментов.
Таким   образом,   установлено,   что:   а)   хроматографическая   подвижность
красителей   фломастеров   различна,   б)   некоторые   красители   состоят   из
нескольких пигментов. Далее можно провести хроматографию на бумаге паст
шариковых   ручек,   установив   распределение   (подвижность)   и   гомогенность
красителей паст, хроматографическое разделение смеси кислотнощелочных
индикаторов, акварельных красок и т. п.
Все эти опыты легко и быстро выполнимы.
Ознакомимся с принципом распределительной хроматографии на бумаге. В
основе   метода   лежит   неравномерное   распределение   смеси   веществ   в   двух
несмешивающихся   фазах; у  нас это  бутиловый спирт  и вода.  Волокнистая
структура   фильтровальной   бумаги   хорошо   удерживает   воду   и
водорастворимые   вещества,   тогда   как   несорбирующийся   бутиловый   спирт
быстро движется по бумаге вверх, увлекая с собой вещества, растворимые в
бутанольной   фазе.   Тогда   некое   вещество   Х,   растворимое   в   воде,   должно
оставаться на линии старта, а растворимое в бутиловом спирте вещество У
поднимется вместе с фронтом растворителя. Одинаково хорошо растворимое
и в воде, и в бутаноле вещество Z достигнет точно середины хроматограммы.
Если вычислить отношения пробега конкретного вещества к пробегу фронта
проявителя,   получим   так   называемый   коэффициент   распределения   (Rf),
величину,   постоянную   для   вещества   в   данной   проявляющей   смеси.   В
вышеуказанном случае вещество Х будет иметь коэффициент распределения
0, вещество У – 1, а вещество Z – 0,5.
Реальные вещества из смеси, например, аминокислоты  или красители, в
зависимости от химического строения, частично растворяются и в воде, и в
бутиловом   спирте   и   таким   образом   имеют   строго   определенные
коэффициенты   распределения.   Из   входящих   в   состав   белков   аминокислот
одни лучше растворяются в водной фазе и, стало быть, движутся медленно.
Эти аминокислоты (лизин, аргинин, цистеин, гистидин, глицин) можно назвать
гидрофильными. С другой стороны, лучше растворимые в бутанольной фазе
аминокислоты   поднимаются   по   хроматограмме   высоко   и   называются
гидрофобными.   К   ним   относятся,   например,   лейцин,   изолейцин,   валин,
фенилаланин и др.
Можно   предложить   задание:   исходя   из   структурной   формулы   и
функциональных   групп   аминокислот   (или   другого   ряда   органических
соединений)   оценить   гидрофобность   и   гидрофильность   соединения   и
предсказать подвижность вещества на хроматограмме.
В настоящее время широко используются пластинки для тонкослойной
хроматографии (Сорбфил, Силуфол, Фиксион и др.), у которых разрешающая
способность выше, чем у бумаги, и на которых скорость разделения, как правило, выше. Однако есть некоторые недостатки у метода тонкослойной
хроматографии, а именно: пластинки более дороги, нужен пульверизатор для
опрыскивания (бумагу можно просто промокнуть в растворе нингидрина),
наконец, тонкослойные хроматограммы быстро выцветают. Бумажные же
хроматограммы смеси аминокислот можно хранить как вещественное
доказательство многие недели.

file_name: хроматографический анализ.docx


extracted_text:
Примеры задач с экологическим содержанием
Задача 1. В результант аварии на производстве серной кислоты в сточные
воды массой 400 кг попало 3,2 кг оксида серы (VI). Вычислите массовую долю
образовавшейся в сточных водах серной кислоты.
Задача 2. При производстве фенолформальдегидных пластмасс произошел
аварийный   сброс   фенола   в   ближайший   водоем.   Рассчитайте   молярную
концентрацию фенола в водоеме, если масса воды в нем – 10 000 т, а масса
сброшенного фенола составляет 0,5 кг.
Задача 3. Одинаковое ли (и какое именно) число молекул содержится в 1 г
воды и в 1 г кислорода? Какова роль этих веществ в природе Земли?
Задача   4.  В   стратосфере   на   высоте   20–30   км   находится   слой   озона,
защищающий  Землю от мощного ультрафиолетового излучения Солнца. На
каждого жителя в воздушном пространстве над городом приходится по 150
моль озона. Сколько молекул озона и какая масса приходится в среднем на
одного горожанина?
Задача 5. На нефтеперерабатывающем заводе изза поломки произошел
аварийный сброс нефтепродуктов в ближайшее озеро. Их масса составила 500
кг. Выживут ли рыбы, обитающие в озере, если известно, что примерная масса
воды в озере 10 000 т. Токсическая концентрация нефтепродуктов для рыб
составляет 0,05 мг/л.

file_name: экозадачи.docx