Файл: МУ Общая химия.pdf

Продолжение таблицы 7

4CO + Cl2 COCl2, если известно, что начальные концентрации CO и Cl2 составляли 4 моль/л и 3 моль/л соответственно. Константа равновесия равна 10.

Начальные концентрации йода и водорода в системе I2 + H2 2 HI равны

53 моль/л и 2 моль/л соответственно. Константа равновесия равна 0,5. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции

Начальные концентрации NO и Cl2 в системе 2 NO+Cl2 2 NOCl соответственно

7равны 3 и 2 моль/л; к моменту наступления равновесия прореагировало 60% Cl2. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

Начальные концентрации веществ А и В в системе 2 А + В 3 D одинаковы и

8равны 2 моль/л, а равновесная концентрация вещества D составляет 1 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации веществ А и В и константу равновесия. Начальные концентрации веществ А и В в системе 4А + В D составляли 2 и

91 моль/л соответственно, и к моменту наступления равновесия прореагировало 10% вещества В. Рассчитайте, чему равна константа этого равновесия.

Рассчитайте константу равновесия реакции N2 + O2 2 NO, если известно, что 10 начальные концентрации азота и кислорода были одинаковы и равнялись

1 моль/л, а равновесная концентрация оксида азота составила 0,1 моль/л.

Рассчитайте константу равновесия системы N2 + 3 H2 2 NH3, если известно ,

11что начальные концентрации N2 и H2 составляли 2 моль/л и 3 моль/л, соответственно, а к моменту наступления равновесия осталось 80% H2.

Рассчитайте равновесные концентрации всех участников реакции H2+I2 2 HI, 12 если известно, что начальные концентрации водорода и йода были равны

2 моль/л и 3 моль/л соответственно, а константа равновесия равна 4.

Начальные концентрации SO2 и O2 в системе 2 SO2 + O2 2 SO3 составляли

134 моль/л и 3 моль/л соответственно. К моменту наступления равновесия прореагировало 40% O2. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции

14CO + Cl2 COCl2, если известно, что начальные концентрации CO и Cl2 были одинаковы и составляли 5 моль/л, а константа равновесия равна 25.

Начальные концентрации йода и водорода в системе I2 + H2 2 HI были одина-

15ковы и составляли 2 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции, если известно, что константа равновесия равна 3.

Начальные концентрации NO и O2 в системе 2 NO + O2 2 NO2 составляют

163 моль/л и 1 моль/л соответственно. Рассчитайте величину константы равновесия, если известно, что равновесная концентрация NO2 составляет 1,6 моль/л. Равновесные концентрации NO и Cl2 в системе 2 NO + Cl2 2 NOCl составляют

175 и 2 моль/л соответственно. К моменту наступления равновесия прореагировало 40% Cl2. Рассчитайте константу равновесия и начальные концентрации NO и Cl2.

36

Продолжение таблицы 7

Начальные концентрации веществ А и В в системе 2 А + В 3 D составляли 3 и

181 моль/л соответственно, а равновесная концентрация D равна 1,8 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации веществ А и В и константу равновесия. Начальные концентрации веществ А и В в системе 4А + В D составляли 1 и

193 моль/л соответственно, и к моменту наступления равновесия прореагировало 5% вещества В. Рассчитайте величину константы этого равновесия.

Рассчитайте константу равновесия реакции N2 + O2 2 NO, если известно, что 20 начальные концентрации азота и кислорода были одинаковы и равнялись

3 моль/л, а равновесная концентрация оксида азота составила 0,2 моль/л.

Рассчитайте константу равновесия системы N2 + 3 H2 2 NH3, если известно,

21что начальные концентрации N2 и H2 были одинаковы и составляли 2 моль/л, а к моменту наступления равновесия осталось 75% H2.

Начальные концентрации веществ A и В в системе А + В 2 D были одинаковы

22и равнялись 1 моль/л. Константа равновесия реакции равна 1. Рассчитайте равновесные концентрации всех участников реакции.

Начальные концентрации SO2 и O2 в системе 2 SO2 + O2 2 SO3 были одинако-

23вы и равнялись 5 моль/л. К моменту наступления равновесия в системе осталось 20% SO2. Рассчитайте величину константы этого равновесия.

Начальные концентрации H2 и Br2 в системе H2 + Br2 2 HBr составляли

241 моль/л и 2 моль/л соответственно. Константа равновесия равна 25. Рассчитайте равновесные концентрации всех участников реакции.

Начальные концентрации NO и O2 в равновесной системе 2 NO + O2 2 NO2 со-

25ставляют 5 моль/л и 4 моль/л соответственно. Равновесная концентрация NO2 равна 4 моль/л. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

Начальные концентрации водорода йода в системе H2 + I2 2HI соответственно

26равны 5 моль/л и 8 моль/л. Константа равновесия этой реакции равна 2. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции. Начальные концентрации NO и Cl2 в системе 2 NO + Cl2 2NOCl составляли 5 и

274 моль/л соответственно. К моменту наступления равновесия прореагировало 50% хлора. Рассчитайте константу равновесия этой системы.

Начальные концентрации веществ А и В в системе 2А + В 3D одинаковы и

28равны 2 моль/л; равновесная концентрация вещества D составила 2,4 моль/л. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

Начальные концентрации веществ А и В в системе 3А + В 2D одинаковы и

29равны 4 моль/л. К моменту наступления равновесия прореагировало 20% вещества В. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

Рассчитайте константу равновесия реакции A + B 2D, если известно, что на-

30чальные концентрации веществ A и B равнялись 3 и 2 моль/л соответственно, а равновесная концентрация вещества D составила 3,2 моль/л.

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

31одинаковы и равнялись 3 моль/л. Рассчитайте константу равновесия, если известно, что к моменту наступления равновесия прореагировало 10% азота.

Начальные концентрации H2 и Br2 в системе 2 H2 + Br2 2 HBr составляли

323 моль/л и 2 моль/л соответственно. Рассчитайте равновесные концентрации H2, Br2 и HBr, если известно, что константа этого равновесия равна 10.

37

Продолжение таблицы 7

33вы и равны 10 моль/л. К моменту наступления равновесия в системе осталось 60% непрореагировавшего O2. Рассчитайте константу равновесия этой реакции. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции

34A + B D, если известно, что начальные концентрации веществ А и В составляли 2 моль/л и 3 моль/л соответственно, а константа равновесия реакции равна 10. Начальные концентрации водорода и брома в системе H2 + Br2 2HBr были рав-

35ны 5 моль/л и 4 моль/л соответственно, а равновесная концентрация бромоводорода составила 6,8 моль/л. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

7 РАСЧЁТ pH В РАСТВОРАХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

Чистая вода является очень слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть выражен уравнением: HOH H+ + OH– . Вследствие диссоциации воды в любом водном растворе содержатся и ионы H+, и ионы OH– . Концентрации этих ио-

нов можно рассчитать с помощью уравнения ионного произведения воды

C(H+)×C(OH– ) = Kw ,

где Kw – константа ионного произведения воды; при 25°C Kw = 10–14 .

Растворы, в которых концентрации ионов H+ и OH– одинаковы, называются нейтральными растворами. В нейтральном растворе C(H+) = C(OH– ) = 10–7 моль/л.

Вкислом растворе C(H+) > C(OH– ) и, как следует из уравнения ионного произведения воды, C(H+) > 10–7 моль/л, а C(OH– ) < 10–7 моль/л.

Вщелочном растворе C(OH– ) > C(H+); при этом в C(OH– ) > 10–7 моль/л, а C(H+) < 10–7 моль/л.

pH – величина, с помощью которой характеризуют кислотность или щёлочность водных растворов; эта величина называется водородным показателем и рассчитывается по формуле:

pH = –lg C(H +)

В кислом растворе pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.

По аналогии с понятием «водородный показатель» (pH) вводится понятие «гидроксильный» показатель (pOH):

pOH = –lg C(OH – )

Водородный и гидроксильный показатели связаны соотношением

pH + pOH = 14

Гидроксильный показатель используется для расчёта pH в щелочных растворах.

Пример 7.1 Рассчитать pH 0,005 М раствора серной кислоты.

Серная кислота – сильный электролит, диссоциирующий в разбавленных растворах необратимо и полностью по схеме: H2SO4 ® 2 H+ + SO42– . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(H+) = 2·C(H2SO4) = 2 × 0,005 моль/л = 0,01 моль/л.

pH = –lg C(H +) = –lg 0,01 = 2.

38

Пример 7.2 Рассчитать pH 0,1 М раствора гидроксида натрия.

Гидроксид натрия – сильный электролит, диссоциирующий необратимо и полностью по схеме: NaOH ® Na++OH– . Из уравнения процесса диссоциации видно, что

C(OH– ) = C(NaOH) = 0,1 моль/л.

Диссоциация слабого электролита – это равновесный процесс. Константа равновесия, записанная для процесса диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты

CH3COOH CH3COO– + H+.

K = C(CH3COO-) ×C(H+ ) C(CH3COOH)

Каждая стадия диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей констан-

той диссоциации. Константа диссоциации – справочная величина; см. [1; 2].

Расчёт концентраций ионов (и pH) в растворах слабых электролитов сводится к решению задачи на химическое равновесие для того случая, когда известна константа равновесия и необходимо найти равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции (см. пример 6.2 – задача 2 типа).

Пример 7.3 Рассчитать pH и степень диссоциации электролита в растворе NH4OH с массовой долей 0,35%. Плотность раствора – 1 г/мл.

В 0,35% растворе NH4OH молярная концентрация гидроксида аммония равна 0,1 моль/л (пример перевода процентной концентрации в молярную – см. пример 5.1). Эту величину часто обозначают C0. C0 – это общая концентрация электролита в растворе (концентрация электролита до диссоциации).

NH4OH принято считать слабым электролитом, обратимо диссоциирующим в водном растворе: NH4OH NH4+ + OH– (см. также примечание 2 на стр. 5). Константа диссоциации К = 1,8·10–5 (справочная величина). Поскольку слабый электролит диссоциирует неполностью, сделаем предположение, что продиссоциировало x моль/л NH4OH, тогда равновесная концентрация ионов аммония и гидроксид-ионов также будут равняться x моль/л: C(NH4+) = C(OH-) = x моль/л. Равновесная концентрация непродиссоциировавшего NH4OH равна: С(NH4OH) = (C0–x) = (0,1–x) моль/л.

Подставляем выраженные через x равновесные концентрации всех частиц в уравнение константы диссоциации:

Очень слабые электролиты диссоциируют незначительно (x ® 0) и иксом в знаменателе как слагаемым можно пренебречь:

Обычно в задачах общей химии иксом в знаменателе пренебрегают в том случае, ес-

ли K <10−2 (в этом случае х – концентрация продиссоциировавшего электролита –

C0

в 10 и менее раз отличается от C0 – общей концентрации электролита в растворе).

39

x » 1,8 ×10−5 × 0,1 »1,34 ×10−3 моль/л

С(OH– ) = x = 1,34·10-3 моль/л; pOH = –lg C(OH – ) = –lg 1,34 ·10–3 = 2,87. pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13.

Степень диссоциации электролита можно рассчитать как отношение концентрации продиссоциировавшего электролита (x) к общей концентрации электролита (C0):

Пример 7.4 Рассчитать pH 30% раствора фосфорной кислоты (плотность раствора 1,18 г/мл. Чему равна степень диссоциации электролита в этом растворе?

Сначала следует перевести процентную концентрацию в молярную (см. пример 5.1). В данном случае C0(H3PO4) = 3,6 моль/л.

Расчёт концентрации ионов водорода в растворах многоосновных слабых кислот, проводится только по первой стадии диссоциации. Строго говоря, общая концентрация ионов водорода в растворе слабой многоосновной кислоты равна сумме концентраций ионов H+, образовавшихся на каждой стадии диссоциации. Например,

для фосфорной кислоты C(H+)общая = C(H+)по 1 стадии + C(H+)по 2 стадии + C(H+)по 3 стадии .

Однако, диссоциация слабых электролитов протекает преимущественно по первой стадии, а по второй и последующим стадиям – в незначительной степени, поэтому

центрации ионов H+ и H2PO4– также будут равны x моль/л, а равновесная концентрация непродиссоциировавшей H3PO4 будет равна (3,6–x) моль/л. Подставляем выраженные через x концентрации ионов H+ и H2PO4– и молекул H3PO4 в выражение константы диссоциации по первой стадии (K1 = 7,5·10–3 – справочная величина):

K1/C0 = 7,5·10–3 / 3,6 = 2,1·10–3 < 10–2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.

Задание №8

Рассчитайте а) pH растворов сильных кислот и оснований; б) раствора слабого электролита и степень диссоциации электролита в этом растворе (таблица 8). Плотность растворов принять равной 1 г/мл.

40