Контрольні питання і завдання

1. Напишіть математичний вираз для швидкості прямої та зворотної реакцій:

а) N₂ + О₂ ↔ 2NО; б) СО + Сl₂ ↔ СОСl₂; в) N₂ + 3Н₂ ↔ 2NН₃.

2. Який фізичний сенс константи швидкості?

3. Напишіть вираз константи рівноваги для таких оборотних процесів:

а) 2NО₂ ↔ N₂О₄ ; б) 2NО₂ ↔ 2NО + О₂ ; в) 3Н₂ + N₂ ↔ 2 NН₃;

г) 2SО₂ + О₂ ↔ 2SО_3; д) С_(кр.) + Н₂О(пара) ↔ Н₂ + СО.

5. В якому напрямку зміщується рівновага наступних реакцій при підвищенні температури:

а) 2SО₂ + О₂ ↔2SО₃ + 47 ккал; б) Н₂ + Вr₂ ↔ 2НВr + 17,5 ккал;

в) N₂ + О₂ ↔ 2NО – 43,2 ккал; г) 2N₂ + О₂ ↔2N₂О – 30 ккал.

7.Лабораторна робота № 4

„Електролітична дисоціація.

Електропровідність розчину електроліту”

Мета роботи: Ознайомитися з теоретичними основами електролітичної дисоціації, дослідити вплив природи розчиненої речовини, концентрації розчину на електропровідність електроліту.

1. Теоретичні основи: За своїми властивостями у розчинах всі речовини поділяють на електроліти і не електроліти. Електроліти розпадаються у розчинах на позитивно і негативно заряджені частки – катіони і аніони. Теорія електролітичної дисоціації була розроблена Арреніусом і розвинута на основі гідратної теорії розчинів. У сучасному порозумінні - електролітична дисоціація це процес розпаду електроліту на іони під дією полярних молекул розчинника. При цьому утворюються нестійкі сполуки іонів з молекулами розчинника – сольвати. Якщо розчинник вода – то гідрати.

В залежності від природи електроліти розпадаються на іони по різному. Спроможність електроліту розпадатися на іони характеризує ступінь електролітичної дисоціації - відношення числа молекул електроліту, які розпалися на іони , до загальної кількості молекул електроліту :

.

За ступенем дисоціації розрізняють:

Сильні електроліти - HCl, HNO₃, NaOH, KOH, майже усі солі.

Середньої сили - HNO₂, H₂SO₃, H₃PO₄.

Слабкі - HCN, H₂S, CH₃COOH, NH₄OH та інші.

У розчинах слабкі і сильні електроліти ведуть себе по різному. В водних розчинах сильних електролітів існують тільки гідратовані іони – катіони і аніони і відсутні молекули. У водних розчинах слабких електролітів розчинена речовина може існувати як у вигляді гідратованих іонів, так і у вигляді не дисоційованих молекул.

Частіш за усе в хімії мають справу з кислотами, лугами, солями, які є електролітами. Електроліти у розчинах і розплавах проводять електричний струм, не електроліти електричний струм не проводять. До не електролітів відносяться цукор, спирти, ефіри, інші речовини.

Електроліти відносять до провідників другого роду – речовин, у яких електропровідність забезпечують іони на які розпадається електроліт в розплавленому чи розчиненому стані.

Провідність провідників характеризується електропровідністю – L, яка оборотна опору:

L = .

Опір провіднику R прямо пропорційний його довжині l і зворотно пропорційний перетику S:

R = ,

де: - питомий опір, характеризує опір провіднику з одиничними розмірами: довжиною і перетином, які дорівнюють одиниці. Величина, яка зворотна питомому опору:

,

зветься питомою електропровідністю (каппа). Вона має основну одиницю виміру См/м, і може визначатися у См/см (См – сименс = ом^-1).

У разі розчинів електролітів величина S – площа електродів, між якими знаходиться розчин; l - відстань між ними, тобто - це електропровідність 1м³ розчину, який міститься між плоскими паралельними електродами, що знаходяться на відстані 1 м один від одного.

Електропровідність розчинів залежить від природи електроліту, його концентрації, температури.

Питома електропровідність для сильних і більшості слабких електролітів залежить від концентрації розчину. При цьому з ростом концентрації питома електропровідність досягає максимуму, а потім зменшується (рисунок 4.1).

χ, См/см

Рисунок 4.1 - Залежність питомої електропровідності від концентрації

Питома електропровідність розчинів електролітів залежить від температури. З ростом температури на один кельвін питома електропровідність зростає приблизно на 2-2,5 %. Це пояснюється зниженням густини розчинів, зменшенням гідратації іонів, а для слабких електролітів збільшенням їх ступеню дисоціації.

2. Експериментальна частина.

Дослід 1. Випробування електропровідності розчинів електролітів і не електролітів. Під керівництвом викладача виміряти електропровідність розчинів різних речовин на стенді, який складається зі стакану для розчину; електродів; електричної лампочки. Електроди занурені у стакан з розчином і з’єднані з джерелом струму, в електричне коло послідовно підключена електрична лампочка(рис. 4.2). УВАГА!!! Для живлення використовується мережа 220 В, тому треба бути уважними і не торкатися дротів і розчину руками! Підготовку к досліду виконувати при виключеному пристрої!

Рисунок 4.2 – Прилад для дослідження електропровідності розчинів

Електропровідність приблизно можливо оцінювати за напругою на електродах. Чим нижче електропровідність, тим напруга буде більше.

Випробувати електропровідність розчинів: дистильованої води, цукру, солі.

Спочатку заповнити стакан дистильованою водою, занурити електроди, включити пристрій у мережу (Поки електроди не занурені у розчин, пристрій категорично забороняється підключати у мережу), виміряти напругу і дослідити, загоряється лампочка, або ні. Результат занести у лабораторний журнал.

Виключити пристрій з мережі і всипати у воду трохи цукру. Включити пристрій. Проводить чи ні розчин цукру електричний струм?

Виключити пристрій з мережі. Вилити розчин цукру, промити електроди дистильованою водою і всипати в дистильовану воду трохи кухонної солі. Включити пристрій. Проводить чи ні розчин солі електричний струм?

Результати досліду занести у таблицю 4.1.

Таблиця 4.1 – Електропровідність розчинів електролітів і не електролітів

Найменування розчину	Яскравість лампочки	Напруга	Електропровідність
Дистильована вода
Розчин цукру
Розчин солі

Дослід 2. Вплив на електропровідність природи електроліту. Електропровідність залежить від рухомості іонів у розчині. Дослідити електропровідність розчинів різних електролітів: нітратної кислоти, оцтової кислоти, гідроксиду натрію, натрію хлориду однієї концентрації. При переході від одного розчину до іншого ретельно промити електроди і стакан дистильованою водою. Увага!!! Промивання стакану і електродів обов’язково виконувати при виключеному пристрої. Зробить висновки щодо яскравості лампочки і електропровідності електролітів. Результати дослідів занести у таблицю 4.2.

Таблиця 4.2 – Вплив природи електроліту на електропровідність

Найменування розчину	Яскравість лампочки	Напруга	1/U, В-1	Електропровідність
0,1 н HNO3
0,1 н CH3COOH
0,1 н NaOH
0,1 н NaCl

Дослід 3. Вплив на електропровідність концентрації електроліту. Електропровідність залежить від концентрації електроліту. Дослідіть електропровідність розчинів натрію хлориду різної концентрації. Дослід проводити в наступній послідовності. Дослідити електропровідність 0,1 н розчину NaCl. Потім розвести цей розчин у 2 рази відмірюючи воду і розчин NaCl мірним циліндром і виміряти електропровідність розведеного розчину. Увага!!! Розведення розчину, промивання стакану і електродів обов’язково виконувати при виключеному пристрої. Зробить висновки щодо яскравості лампочки і електропровідності розчинів різної концентрації. Результати дослідів занести у таблицю 4.3.

Таблиця 4.3 – Вплив концентрації електроліту на електропровідність

Найменування розчину	Яскравість лампочки	Напруга	1/U, В-1	Електропровідність
0,1 н NaCl
0,05 н NaCl
0,025 н NaCl
0,0125 н NaCl
0,00625 н NaCl