Файл: МУ Общая химия.pdf

Выразим через икс массу чистого Na2SO4, содержащегося в х граммах Na2SO4·10H2O.

М(Na2SO4·10H2O) = 322 г/моль; М(Na2SO4) = 142 г/моль; следовательно:

m(Na2SO4) = 142·x : 322 = 0,441×x .

Общая масса сульфата натрия в полученном растворе будет равна:

m(Na2SO4)в 15% растворе = 55 + 0,441×x (г).

В полученном растворе: ω(Na 2SO4 ) = m(Na2SO4 )в15% растворе = 0,15 m(15% раствора)

55 + 0,441x = 0,15 , откуда x = 94,5 г. 550 + x

Далее (таблица 6) приводится перечень задач для самостоятельного решения.

Задание №6

Таблица 6 – Условия задания № 6

31

Продолжение таблицы 6

Какие объёмы воды и 40%-го раствора фосфорной кислоты с плотностью

131,35 г/мл потребуются для приготовления 1 м3 5%-го раствора H3PO4, плотность которого равна 1,05 г/мл?

Вводе растворили 16,1 г Na2SO4×10H2O и объём образовавшегося раствора дове-

14ли водой до 250 мл. Рассчитайте массовую долю и молярную концентрацию Na2SO4 в образовавшемся растворе (плотность раствора считать равной 1 г/мл). Смешали растворы: 150 мл 0,05 М Fe2(SO4)3 и 100 мл 0,1 М MgSO4. Рассчитайте

15молярные концентрации ионов Fe3+, Mg2+, SO42– в полученном растворе.

Какие объёмы воды и 36% соляной кислоты (плотностью 1,2 г/мл) необходимы

16для приготовления 500 мл 10%-го раствора, плотность которого 1,05 г/мл?

В200 мл воды растворили 20 г Al2(SO4)3×18H2O. Какова массовая доля раство-

17рённого вещества в полученном растворе, плотность которого равна 1,1 г/мл? Рассчитайте молярные концентрации ионов Al3+ и SO42– в этом растворе.

Смешали растворы: 100 мл 0,05 М Al2(SO4)3 и 150 мл 0,01 М Fe2(SO4)3. Рассчи-

18тайте молярные концентрации ионов Fe3+, Al3+ и SO42– в полученном растворе. Какие объёмы воды и 80% раствора уксусной кислоты (плотностью 1,07 г/мл)

19потребуются для приготовления 0,5 л столового уксуса, в котором массовая доля кислоты составляет 7%? Плотность столового уксуса принять равной 1 г/мл. Какая масса железного купороса (FeSO4×7H2O) необходима для приготовления

20100 мл 3% раствора сульфата железа? Плотность раствора равна 1 г/мл.

Вколбу внесли 2 мл 36% раствора HCl (плотность 1,2 г/см3) и 20 мл 0,3 М рас-

21твора CuCl2. Объём образовавшегося раствора довели водой до 200 мл. Рассчитайте молярные концентрации ионов H+, Cu2+ и Cl– в полученном растворе. Чему равна процентная концентрация Al2(SO4)3 в растворе, в котором молярная

22концентрация сульфат-ионов равна 0,6 моль/л. Плотность раствора 1,05 г/мл. Какие объёмы воды и 10 М раствора KOH (плотность раствора 1,4 г/мл) потре-

23буются для приготовления 500 мл 10% раствора KOH плотностью 1,1 г/мл? Сколько граммов медного купороса CuSO4×5H2O можно получить, выпарив воду

24из 15 л 8% раствора сульфата меди, плотность которого равна 1,1 г/мл? Смешали растворы: 200 мл 0,025 М Fe2(SO4)3 и 50 мл 0,05 М FeCl3. Рассчитайте

25молярные концентрацию ионов Fe3+, Cl– , SO42– в полученном растворе.

Какие объёмы воды и 70% раствора H3PO4 (плотностью 1,6 г/мл) потребуются

26для приготовления 0,25 м3 10%-го раствора H3PO4 (плотностью 1,1 г/мл)?

В 100 мл воды растворили 6 г Al2(SO4)3×18H2O. Рассчитайте массовую долю

27Al2(SO4)3 и молярные концентрации ионов Al3+ и SO42– в полученном растворе, плотность которого равна 1 г/мл.

Смешали растворы: 50 мл 0,1 М Cr2(SO4)3 и 200 мл 0,02 М Cr(NO3)3. Рассчитайте

28молярные концентрации ионов Cr3+, NO3– , SO42- в полученном растворе.

Какие объёмы 50% раствора хлорной кислоты (плотность 1,4 г/мл) и воды необ-

29ходимы для приготовления 1 литра 8%-го раствора плотностью 1,05 г/мл? Сколько граммов глауберовой соли Na2SO4×10H2O нужно растворить в 200 мл

30воды, чтобы получить 5%-ый раствор сульфата натрия?

В колбу внесли 1 мл 80% раствора H2SO4 (плотность раствора 1,7 г/мл) и 5000 мг

31Cr2(SO4)3. Смесь растворили в воде; объём раствора довели до 250 мл. Рассчитайте молярные концентрации ионов H+, Cr3+ и SO42– в полученном растворе.

32

Продолжение таблицы 6

32требуются для приготовления 500 мл 10% раствора KOH (плотность 1,12 г/мл)? Рассчитайте молярные концентрации ионов Al3+ и SO42– в 17,1% растворе сульфа-

33та алюминия. Плотность раствора принять равной 1,1 г/см3.

Сколько граммов кристаллогидрата CaCl2×6H2O нужно добавить к 200 мл 5% рас-

34твора хлорида кальция плотностью 1 г/мл, чтобы получить 20% раствор CaCl2? Какие объёмы воды и 90% раствора фосфорной кислоты (плотность 1,75 г/мл) по-

35требуются для приготовления 500 мл 30% раствора плотностью 1,2 г/мл?

6 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Все химические реакции можно разделить на 2 группы: реакции необратимые, т.е. протекающие до полного израсходования хотя бы одного из реагирующих веществ, и реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это связано с тем, что обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Классическим примером обратимой реакции может служить реакция синтеза аммиака из азота и водорода:

N2 + 3 H2 2 NH3.

В момент начала реакции концентрации исходных веществ в системе максимальны; в этот момент максимальна и скорость прямой реакции. В момент начала реакции в системе ещё отсутствуют продукты реакции (в данном примере – аммиак), следовательно, скорость обратной реакции равна нулю. По мере взаимодействия исходных веществ друг с другом, их концентрации уменьшаются, следовательно, уменьшается и скорость прямой реакции. Концентрация же продукта реакции постепенно возрастает, следовательно, возрастает и скорость обратной реакции. Через некоторое время скорость прямой реакции становится равна скорости обратной. Это состояние системы называется состоянием химического равновесия. Концентрации веществ в системе, находящейся в состоянии химического равновесия, называются равновесными концентрациями. Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа равновесия.

Для любой обратимой реакции a A + b B+ ... p P + q Q + … выражение константы химического равновесия (К) записывается в виде дроби, в числителе которой находятся равновесные концентрации продуктов реакции, а в знаменателе – равновесные концентрации исходных веществ, причём концентрация каждого вещества должна быть возведена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту в урав-

Следует иметь в виду, что в выражение константы равновесия входят равновес-

ные концентрации только газообразных веществ или веществ, находящихся в растворённом состоянии. Концентрация твёрдого вещества считается постоянной и не записывается в выражение константы равновесия.

33

Существует два наиболее важных типа задач, связанных с расчётом параметров равновесной системы:

1)известны начальные концентрации исходных веществ; из условия задачи можно найти концентрации веществ, прореагировавших (или образовавшихся) к моменту наступления равновесия; в задаче требуется рассчитать равновесные концентрации всех веществ и численную величину константы равновесия;

2)известны начальные концентрации исходных веществ и константа равновесия. В условии нет данных о концентрациях прореагировавших или образовавшихся веществ. Требуется рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции.

Для решения подобных задач необходимо понимать, что равновесную концентрацию любого исходного вещества можно найти, отняв от начальной концентрации концентрацию прореагировавшего вещества:

С равновесная = С начальная – С прореагировавшего вещества .

Равновесная концентрация продукта реакции равна концентрации продукта, образовавшегося к моменту наступления равновесия:

С равновесная = С образовавшегося продукта .

Таким образом, для расчёта параметров равновесной системы очень важно уметь определить, сколько к моменту наступления равновесия прореагировало исходного вещества и сколько образовалось продукта реакции. Для определения количества (или концентрации) прореагировавшего и образовавшегося веществ проводятся стехиометрические расчёты по уравнению реакции.

Пример 6.1 Начальные концентрации азота и водорода в равновесной системе N2 + 3H2 2 NH3 соответственно равны 3 моль/л и 4 моль/л. К моменту наступления химического равновесия в системе осталось 70% водорода от его первоначального количества. Определить константу равновесия данной реакции.

Для того чтобы рассчитать константу равновесия, необходимо сначала рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции и затем подставить их в выражение константы равновесия.

Из условия задачи следует, что к моменту наступления равновесия прореагировало 30% водорода (задача 1 типа):

х = 1,2 моль/л = С прореаг.(H2)

Как видно из уравнения реакции, азота должно было вступить в реакцию в 3 раза

меньше, чем водорода, т.е. С прореаг.(N2) = 1,2 моль/л : 3 = 0,4 моль/л. Аммиака же образуется в 2 раза больше, чем прореагировало азота:

Собразов.(NH3) = 2 × 0,4 моль/л = 0,8 моль/л

34

Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

Сравн.(H2)= Cнач.(H2) - Cпрореаг.(H2) = 4 моль/л – 1,2 моль/л = 2,8 моль/л; Сравн.(N2)= Cнач.(N2) – C прореаг.(N2) = 3 моль/л – 0,4 моль/л = 2,6 моль/л; Сравн.(NH3) = Собразов.(NH3) = 0,8 моль/л.

Пример 6.2 Рассчитать равновесные концентрации водорода, йода и йодоводорода в системе H2 + I2 2 HI, если известно, что начальные концентрации H2 и I2 равны 5 моль/л и 3 моль/л соответственно, а константа равновесия равна 1.

Следует обратить внимание, что в условии этой задачи (задача 2 типа) в условии ничего не говорится о концентрациях прореагировавших исходных веществ и образовавшихся продуктов. Поэтому при решении таких задач обычно концентрация ка- кого-нибудь прореагировавшего вещества принимается за икс.

Пусть к моменту наступления равновесия прореагировало x моль/л H2. Тогда, как следует из уравнения реакции, должно прореагировать x моль/л I2, и образоваться 2x моль/л HI. Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

Сравн.(H2) = Cнач.(H2) – C прореаг.(H2) = (5 – x) моль/л; Сравн.(I2) = Cнач.(I2) – C прореаг.(I2) = (3 – x) моль/л; Сравн.(HI) = Собразов.(HI) = 2x моль/л.

Далее необходимо подставить выраженные через икс равновесные концентрации в формулу для константы равновесия и решить полученное уравнение.

Физический смысл имеет только положительный корень x = 1,27.

Следовательно, Сравн.(H2) = (5 – x) моль/л = 5 – 1,27 = 3,73 моль/л; Сравн.(I2) = (3 – x) моль/л = 3 – 1,27 = 1,73 моль/л; Сравн.(HI) = 2x моль/л = 2·1,27 = 2,54 моль/л.

Далее (таблица 7) приводятся условия задач по теме «Химическое равновесие» для самостоятельного решения.

Начальные концентрации азота и водорода в системе N2 + 3 H2 2 NH3 состав-

1ляли 4 моль/л и 3 моль/л соответственно. Рассчитайте константу равновесия, если известно, что к моменту наступления равновесия осталось 60% водорода.

Рассчитайте равновесные концентрации всех участников реакции N2+O2 2 NO, 2 если известно, что начальные концентрации кислорода и азота составляли

1 моль/л и 2 моль/л соответственно, а константа равновесия равна 0,5.

35