Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

Качественные и групповые реакции ионов



Цель: освоить технику проведения качественных и групповых реакции на ионы биогенных элементов и элементов-токсикантов.

 

Оборудование:штатив с пробирками, стеклянные палочки, фильтровальная бумага, предметные стекла, микроскоп, нихромовая проволока, универсальный индикатор.

 

Опыт 1. Использование осадочных реакций для обнаружения ионов щелочно-земельных металлов.

Обнаружение иона Ва2+ :

 

В пробирку помещают 3-4 капли раствора хлорида бария, добавляют 2—3 капли раствора ацетата натрия, по каплям добавляют раствор дихромата калия (K2Cr2O7).

 

Уравнение реакции: ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

Наблюдения: _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________  
Вывод: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 2. Использование микрокристаллоскопических реакций для обнаружения ионов s-элементов.

 

На предметное стекло наносят 1 каплю раствора соли, содержащей испытуемый ион. Стекло осторожно прогревают в пламени газовой горелки, выпаривая досуха раствор. К сухому остатку соли после охлаждения стекла на воздухе добавляют 1 каплю раствора реактива. Образующиеся кристаллы рассматривают под микроскопом.

Обнаружение иона Сa2+ :

 

Для обнаружения иона Сa2+ используют H2SO4 (с = 2 моль/л) (форма кристаллов сульфата кальция зависит от концентраций ионов Са2+).

 

Уравнение реакции:   ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

Наблюдения:

Вывод: ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 3Использование окрашивания пламени для обнаружения ионов s-элементов.

 

Обнаружение ионов Li+, K+, Na+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ :

 

Кончик нихромовой проволочки погружают в пробирку с соляной кислотой, после чего прокаливают его в несветящейся части пламени горелки до исчезновения окраски пламени. Охлажденную проволочку смачивают исследуемым раствором или же захватывают ею несколько

мелких кристаллов исследуемой соли, после чего вносят в верхнюю часть пламени горелки. Наблюдают окраску пламени. При проведении опыта с солью калия окраску пламени наблюдают

через сине-зеленый светофильтр, поглощающий желтые лучи (соли натрия, почти всегда присутствующие в виде примеси, маскируют окрашивание пламени).

Наблюдения записывают в таблицу по форме:

Исследуемый катион Окраска пламени
Li+  
K+  
Na+  
Ca2+  
Sr2+  
Ba2+  

 

МОДУЛЬ №02.

Энтальпия (Н) – функция состояния, изменение которой равно теплоте изобарного процесса:

DH = Qp = DU + pDV

Изменение энтальпии в ходе реакции обозначают DrH.

Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты (DrH < 0), называются экзотермическими, а поглощением теплоты (DrH > 0) – эндотермическими.

Стандартная энтальпия реакции рассчитывается по уравнениям, являющимся следствием закона Гесса:

DrHo = SnjDfHoj - SniDfHoi

DrHo = SniDcHoi - SnjDcHoj

где n - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции,

i - реагенты (исходные вещества);

j -про­дукты.

_____________________________________________________________________________________________

Энтропия– функция состояния, изменение которой в обратимом изотермическом процессе равно приведенной теплоте процесса: DSобр = Qобр/T

Для необратимого процесса DSнеобр > Qнеобр/T.

Объединенное выражение DS ³ Q/T является математическим выражением второго начала термодинамики.

Стандартная энтропия реакции DrSo рассчитывается по уравнению, также являющимся следствием закона Гесса:

DrSo = SnjSoj - SniSoi

_____________________________________________________________________________________________

 

Энергия Гиббса – функция состояния, изменение которой в обратимом изобарно-изотермическом процессе равно максимально полезной работе (работе за вычетом работы расширения-сжатия):

DG = -Wmax¢

Энергия Гиббса может быть определена через уже введенные функции состояния:

DG = DH - TDS

Выражение представляет собой объединенное математическое выражение первого и второго начал термодинамики. Энергия Гиббса имеет размерность и единицы измерения, аналогичные внутренней энергии и энтальпии. Расчет стандартной энергии Гиббса реакции DrGo проводится также по уравнению, вытекающему из закона Гесса:

DrGo = SnjDfGoj - SniDfGoi

Определение стандартной энергии Гиббса образования вещества DfGo аналогично по форме для стандартной энтальпии образования DfHo.

Критерием направления самопроизвольного протекания необратимого процесса являются нера­венства:

DS > 0 (для изолированных систем) и DG < 0 (для закрытых систем)

Для расчета изменения энергии Гиббса в условиях, отличающихся от стандартных, используют уравнение изотермы химической реакции (изотермы Вант-Гоффа). Для реакции в общем виде

aА + bB Û dD + eE

cd(D)ce(E)

DrG = DrGo + RT ln ¾¾¾¾

ca(A)cb(B)

где R – универсальная газовая постоянная, R = 8,31 Дж/(моль×К);

Т – абсолютная температура,

с - концентрации веществ в любой момент времени

Для расчета константы равновесия (безразмерная величина) нужно знать равновесные концентрации с или DrGo :

~ ~

c d(D)c e(E)

K = ¾¾¾¾

~ ~

c a(A) cb(B)

lnK = - DrGo/RT

Условимся обозначать в дальнейшем отношение кон­центраций продуктов и реагентов (в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам) для системы, не на­ходящейся в состоянии равновесия, черезPс.Уравнение изотермы химической реакции в этом слу­чае будет выглядеть следующим образом:

DrG = -RTlnK + RTln Pc

При Pc ¹ K в системе может развиваться процесс до установления состояния равновесия, характеризующегося равенством Pc = K

При Pc < K для достижения состояния равновесия должны увеличиваться концентрации продуктов и умень­шаться концентрации исходных веществ; это возможно за счет протекания прямой реакции:

aА + bB ® dD + eE

При Pc > K для достижения состояния равновесия концентрации продуктов, наоборот, должны снижаться, а концентрации исходных веществ — увеличиваться; это возможно за счет протекания обратной реакции:

aА + bB dD + eE

При значениях DrGo, находящихся в диапазоне от –30 кДж/моль до 30 кДж/моль, при изменении концентрации воз­можно изменение знака DrG с минуса на плюс или наобо­рот. Такие реакции являются обратимыми. Им соответ­ствуют значения констант равновесия, находящиеся в диапазоне от 10-5 до 105. Значения констант, выходящие за пределы этого диапазона, соответствуют практически необратимым реакциям.

Влияние изменения температуры на величину константы равновесия описывает уравнение изобары химической реакции:

K2 DrH° 1 1

ln ¾¾ = ¾¾ ( ¾ - ¾ )

K1 R T1 T2

_____________________________________________________________________________________________

 

Перед решением задач рекомендуется уяснить следующие основные понятия темы:

1) термодинамическая система;

2) термодинамические процессы (изобарные, изотермические и изохорные; обратимые и необратимые; самопроизвольные и вынужденные; экзо- и эндотермические);

3) стандартное состояние;

4) важнейшие функции состояния (энтальпия, энтропия, энергия Гиббса) и взаимосвязь между ними;

5) стандартная энтальпия реакции;

6) стандартная энтальпия образования и стандартная энтальпия сгорания веществ;

7) объединенное уравнение I и II начал термодинамики, энтальпийный и энтропийный факторы;

8) химическое равновесие и константа равновесия;

9) уравнения изотермы и изобары реакции.

_____________________________________________________________________________________________

 




©2015 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.