Файл: Text_posobia.doc

является экзотермической, поэтому при понижении температуры равновесие в системе смещается в сторону прямой реакции, так как этот процесс идет с выделением теплоты.

Влияние общего давления в системе

• Повышение давления в системе смещает равновесие в направлении реакции, которая идет с уменьшением количества газообразных веществ, т.е. с уменьшением давления.

• Уменьшение давления способствует смещению химического равновесия в сторону реакции, протекающей с увеличением количества газообразных веществ, т.е. с увеличением давления.

Например, в реакции

N_2(г) + 3H_2(г) 2NH_3(г)

4 моль 2 моль

увеличение давления приведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции.

В реакции

F eO_(к) + СO_(г) CO_2(г) + Fe_(к)

1 моль 1 моль

количества моль газов в правой и левой части уравнения реакции равны реакция протекает без изменения объема, следовательно, изменение давления на равновесие системы не повлияет.

4.3 Примеры решения заданий

Для обратимой реакции

2 SO_2(г) + O_2(г) 2 SO_3(г), ΔH_Х.Р = –196 кДж

• напишите математическое выражение константы химического равновесия;

• укажите направление смещения равновесия при изменении условий:

а) уменьшении концентрации одного из газообразных продуктов;

б) понижении давления в системе;

в) повышении температуры в системе.

а) снижение концентрации продукта реакции (SO₃) приводит к смещению равновесия в сторону реакции, способствующей увеличению концентрации SO₃, в данной системе – в сторону прямой реакции (→);

б) при понижении давления равновесие смещается в сторону увеличения количества газообразных веществ, в данном случае – в сторону обратной реакции (←);

в) при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, в данном случае – в сторону обратной реакции (←).

4.4. Задания для самостоятельной подготовки

Для предложенной обратимой реакции (табл. 1) напишите математическое выражение константы химического равновесия и укажите направление смещения равновесия при изменении условий:

а) уменьшении концентрации одного из газообразных продуктов;

б) понижении давления в системе;

в) повышении температуры в системе.

Таблица 1

Номер	Уравнение реакции		, кДж
1	2		3
1	SO3(г) + H2(г) SO2(г) + H2O(г)		-144
2	2H2(г) + O2(г) 2 H2O(г)		-484
3	FeO(к) + CO(г) Fe(к) + CO2(г)		+400
4	2N2O(г) + O2(г) 4NO(г)		+196
5	2NO(г) N2(г) + O2(г)		-180
		Окончание табл. 1
1	2		3
6	NH4Cl(к) NH3(г) + HCl(г)		+63
7	2CH4(г) + 3O2(г) 2CO(г) + 4H2O(г)		-597
8	H2O(г) + CO(г) CO2(г) + H2(г)		-41
9	2Al2(SO4)3 (к) 2Al2O3(к) + 6SO2(г) + 3O2(г)		+1740
10	ZnSO4(к) ZnO(к) + SO3(г)		+565
11	2N2O3(г) 2NO(г) + N2O4(г)		+149
12	2H2S(г) + 3O2(г) 2H2O(г) + 2SO2(г)		-1038
13	S(к) + H2(г) H2S(г)		-21
14	CO2(г) + C(т) 2CO(г)		+172
15	CH4(г) + H2O(г) 3H2(г) + CO(г)		+206
16	PCl5(г) PCI3(г) + Cl2(г)		+21
17	Fe3O4(к) + CO(г) 3FeO(к) + CO2(г)		+21
18	N2O3(г) NO(г) + NO2(г)		+104
19	C(к) + O2(г) CO2(г)		-394
20	2AlCl3(к) 2Al(к) + 3Cl2(г)		+338
21	2CO(г) + O2(г) 2CO2(г)		-566
22	2NH3(г) N2(г) + 3H2(г)		+92
23	H2(г) + I2(г) 2HI(г)		+12
24	BaCO3(к) BaO(к) + CO2 (г)		+251
25	4NO(г) + 6H2O(г) 4NH3(г) + 5O2(г)		+908
26	2МgCl2(к) + O2(г) 2MgO(к) + 2Cl2(г)		+82
27	Ca(OH)2(к) CaO(к) + H2O(г)		+109
28	N2(г) + O2(г) 2NO(г)		+180
29	NO(г) + NO2(г) N2O3(г)		-149
30	3FeO(к) + CO2(г) Fe3O4(к) + CO(г)		-21

5. РАСТВОРЫ

Раствор – однородная многокомпонентная система переменного состава, состоящая из растворителя, растворенных веществ и продуктов их взаимодействия.

Существует несколько способов выражения состава раствора.

Массовая доля растворенного вещества (С). Это отношение массы растворенного вещества (m_В) к массе раствора (m). Это отношение может быть выражено в долях единицы или в процентах:

(1)

(2)

Молярная концентрация раствора (С_M, моль/л, М) это отношение количества растворенного вещества (ν_В) к объему раствора (V)

(3)

(4)

5.1. Примеры решения заданий

Пример 1. Какова молярная концентрация раствора сульфата алюминия с массовой долей 10 % и плотностью 1,105 г/см³?

• Масса 1 л раствора равна

ρ_p=1,105 г/мл

C_M –? • Рассчитаем массу Al₂(SO₄)₃ в 1105 г раствора, исходя из формулы (1):

• Молярная масса , следовательно, молярная концентрация сульфата алюминия исходя из формулы (4):

Пример 2. Чему равна массовая доля 0,2 М раствора (NH₄)₂SO₄ с плотностью 1,015 г/мл?

• Масса 1 л раствора равна

ρ_p=1,015 г/мл

– ? • Рассчитаем массу (NH₄)₂SO₄ в 1 л раствора,

используя формулу (4) (молярная масса ):

• Массовая доля сульфата алюминия в растворе по формуле (1) :

Пример 3. Смешали 50 мл 10 %-го раствора серной кислоты плотностью 1,069 г/мл и 150 мл 30 %-го раствора той же кислоты, плотностью 1,224 г/мл. Чему равна массовая доля кислоты в конечном растворе?

Условная схема приготовления конечного раствора:

раствор 1 (10 %) + раствор 2 (30 %) = раствор 3 (? %)

• Массовая доля серной кислоты, исходя из (1):

ρ_p1=1,069 г/мл

V_p1= 50 мл • Исходя из того, что масса конечного раствора складывается

из масс исходных растворов, а масса растворенной в нем

ρ_p2=1,224 г/мл кислоты – из масс кислоты в исходных растворах, получаем:

V_p2= 150 мл

• Используя значения плотностей растворов и выражение (1), найдем массы исходных растворов и растворенной в них серной кислоты:

• Найдем массовую долю серной кислоты в конечном растворе:

.

Пример 4. Какой объем 40 %-го раствора азотной кислоты плотностью 1,251 г/мл и воды потребуется для приготовления 500 мл 20 %-ой кислоты плотностью 1,119 г/мл?

Условная схема приготовления раствора:

раствор 1 (40 %) + вода = раствор 2 (20 %)

• Необходимый объем исходного раствора кислоты выразим из (2):

ρ_p1=1,251 г/мл

• В полученном выражении неизвестна масса кислоты, но при

ρ_p2=1,119 г/мл разбавлении исходного раствора водой масса растворенной

V_p2= 500 мл кислоты не изменяется, поэтому ее можно вывести из

V_p1– ? мл выражения массовой доли раствора 2:

• Рассчитаем объем исходного раствора:

• Исходя из схемы получения конечного раствора:

Пример 5. Какой объем 10 %-го раствора КОН плотностью 1,082 г/мл потребуется для приготовления 2 л 1 М раствора?

Условная схема приготовления раствора:

раствор 1 (10 %) + вода = раствор 2 (1 М)

• Необходимый объем исходного раствора кислоты выразим из (2):

ρ_p1=1,082 г/мл

• В полученном выражении неизвестна масса щелочи, но при

V_p2= 2 л разбавлении исходного раствора водой масса растворенной

V_p1– ? мл щелочи не изменяется, поэтому ее можно вывести из

выражения молярной концентрации раствора 2:

;

• Рассчитаем объем исходного раствора:

5.2. ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ ПОДГОТОВКИ

1. Какой объем 20 %-го раствора соляной кислоты (ρ = 1,1 г/мл) требуется для приготовления 2 л 5 %-го раствора той же кислоты (ρ = 1,02 г/мл)?

2. Определить молярную концентрацию концентрированной соляной кислоты

(ρ = 1,183 г/мл), содержащей 36 % хлороводорода.

3. Какой объем 50 %-го раствора KOH (ρ = 1,538 г/мл) требуется для приготовления 3 л 10 %-го раствора (ρ = 1,082 г/мл)?

4. Плотность 32 %-го раствора KOH равна 1,31 г/мл. Сколько моль KOH находится в 3 л раствора?

5. Какой объем 28 %-го раствора серной кислоты (ρ = 1,21 г/мл) можно приготовить из 100 г 92 %-го раствора?

6. К 1 л 6 %-го раствора серной кислоты (ρ = 1,04 г/мл) добавили 1 л воды. Вычислить молярную концентрацию полученного раствора.

7. Какой объем 50 %-го раствора H₂SO₄ (ρ = 1,4 г/мл) требуется для приготовления 2 л 1 М раствора?

8. Смешали 50 мл 20 %-го раствора соляной кислоты (ρ = 1,1 г/мл) и 150 мл 30 %-го раствора той же кислоты (ρ = 1,152 г/мл). Какова массовая доля HCl в полученном растворе?

9. Сколько граммов K₂SO₄ необходимо для приготовления 500 мл 0,1 М раствора?

10. Какой объем 20 %-го раствора NaОН плотностью 1,225 г/мл потребуется для приготовления 1 л 2 М раствора?

11. Смешали 500 г 10 %-го раствора и 300 г 30 %-го раствора H₂SO₄. Какова процентная концентрация полученного раствора?

12. Смешали 50 мл 30 %-го раствора азотной кислоты плотностью 1,286 г/мл и 50 мл 50 %-го раствора той же кислоты плотностью 1,316 г/мл. Чему равна массовая доля кислоты в конечном растворе?

13. Какой объем 1 М раствора хлорида натрия можно приготовить из 20 г безводного NaCl?

14. Какой объем 50 %-го раствора азотной кислоты (ρ = 1,316 г/мл) необходим для приготовления 3 л 1,5 М раствора?

15. К 1 л 10 %-го раствора NaOH (ρ = 1,115 г/мл) прибавили 3 л воды. Какова процентная концентрация полученного раствора?

16. Какая масса сульфата натрия требуется для приготовления 500 мл 0,2 М

раствора?

17. 100 мл 2 М раствора разбавили водой до 400 мл. Какова молярная концентрация раствора?

18. Из 600 г 5 %-го раствора соды (Na₂CO₃) выпариванием удалили 100 г воды. Какова массовая доля Na₂CO₃ в полученном растворе?

19. Вычислить объем 10 %-го раствора NaOH (ρ = 1,115 г/мл), который требуется для приготовления 1 л 1 М раствора.

20. В каком объеме 0,2 М раствора содержится 10 г NiSO₄?

21. Смешали 20 мл 20 %-го раствора азотной кислоты (ρ = 1,119 г/мл) и 100 мл 30 %-го раствора той же кислоты (ρ = 1,184 г/мл). Вычислить процентную концентрацию полученного раствора.

22. Какая масса хлорида натрия содержится в 100 мл 1 М раствора?

23. Какой объем 10 %-го раствора карбоната натрия (ρ = 1,105 г/мл) требуется для приготовления 3 л 5 %-го раствора (ρ = 1,05 г/мл)?

24. Вычислить молярную концентрацию 25 %-го раствора сульфата цинка

(ρ = 1,3 г/мл).

25. Какой объем 30 %-й соляной кислоты (ρ = 1,152 г/мл) нужно взять для приготовления 1 л 2 М раствора?

26. Какой объем воды надо прибавить к 100 мл 50 %-го раствора азотной кислоты (ρ = 1,316 г/мл) для получения 20 %-го раствора?

27. Какая масса KNO₃ должна быть растворена в 500 мл воды для получения 5 %-го раствора?

28. К 2 л 10 %-го раствора азотной кислоты (ρ = 1,054 г/мл) добавили 3 л

4 %-го раствора той же кислоты (ρ = 1,022 г/мл). Вычислить процентную концентрацию полученного раствора.

29. Вычислить молярную концентрацию 20 %-го раствора сульфата железа (II) (ρ = 1,21 г/мл).

30. К 50 мл 96 %-го раствора азотной кислоты (ρ = 1,5 г/мл) прилили 30 мл 9,9 М раствора той же кислоты (ρ = 1, 3 г/мл). Какова процентная концентрация полученного раствора?

5.3. Электролиты

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Способность электролитов проводить электрический ток называется электролитической проводимостью. Она связана с тем, что направленное перемещение ионов создает поток электрических зарядов.

Теория электролитической диссоциации

Степень диссоциации

Механизм диссоциации электролитов в растворе впервые объяснил в

1887 г. шведский ученый С. Аррениус. Он сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации.

Электролиты при расплавлении или растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы — положительно и отрицательно заряженные частицы.

Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (α).

Степень диссоциации (α) — это отношение числа диссоциированных частиц (n) к общему числу частиц (N) растворенного вещества:

Другими словами, степень диссоциации показывает, какая часть молекул растворенного вещества распалась на ионы. Чем больше степень диссоциации, тем сильнее электролит.

В зависимости от степени диссоциации электролиты можно условно разделить на сильные (α > 30 %) и слабые (α < 30 %).

Сильные электролиты:

• почти все соли;

• некоторые неорганические кислоты: H₂SO₄, НNO₃, HCl, НВr, НI, НС1О₄, HMnO₄ и другие;

• основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Слабые электролиты:

• большинство органических кислот и некоторые минеральные кислоты: Н₂СО₃, Н₂SО₃, Н₂SiО₃, Н₂S, HCN, НС1О, HNO₂, Н₃ВО₃, Н₃АsО₃, H₃PO₄, HF, НРO₃ и другие;

• гидроксиды металлов (за исключением щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидроксид аммония NH₄OH.

Диссоциация сильных электролитов

Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически полностью:

• кислоты диссоциируют в водных растворах с образованием катионов H⁺:

HNO₃ = H⁺ + NO₃^­–

• основания диссоциируют, образуя в качестве анионов OH^–:

NaOH = Na⁺ + OH^–

Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2 OH^–

• диссоциация средних солей сопровождается образованием катионов металлов или аммония и кислотных остатков:

NaCl = Na⁺ + Cl^–

Fe₂(SO₄)₃ = 2 Fe³⁺ + 3 SO₄^2–.

Диссоциация слабых электролитов

Слабые электролиты диссоциируют ступенчато и обратимо, т. е. к процессу диссоциации слабых электролитов применим закон действия масс, константу равновесия в этом случае называют константа диссоциации.

Диссоциация слабых кислот:

H₂CO₃ H⁺ + HCO₃^–

HCO₃^– H⁺ +CO₃^2–

.

Диссоциация слабых оснований:

Cu(OH)₂ CuOH⁺ + OH^­–

CuOH⁺ Cu²⁺ + OH^­–

.

Диссоциация амфотерных гидроксидов протекает по основному:

Zn(OH)₂ ZnOH⁺ + OH^­­–

ZnOH⁺ Zn²⁺ + OH^­–

и кислотному типу

H₂ZnO₂ H⁺ + HZnO₂^­–

HZnO₂^–H⁺ + ZnO₂^2­–.

Диссоциация кислых и основных солей имеет некоторые особенности. По первой ступени диссоциация этих соединений протекает по правилам сильных электролитов, а далее диссоциация протекает по правилам слабых электролитов (ступенчато и обратимо):

KH₂PO₄ = K⁺ + H₂PO₄^–

H₂PO₄^– H⁺ + HPO₄^2­–

HPO₄^2– H⁺ + PO₄^3–

CuOHCl = CuOH⁺ + Cl^–

CuOH⁺ Cu²⁺ + OH^–.

5.4. Ионные реакции

Ионные реакции – это реакции в водных растворах электролитов, не сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов элементов.

При составлении ионных уравнений реакций:

• сильные растворимые электролиты записывают в виде ионов;

• слабые электролиты, малорастворимые (осадки) и газообразные вещества записывают в молекулярной форме.

Реакции ионного обмена протекают при выполнении одного из условий: в качестве продукта реакции должен получиться осадок, газ или слабый электролит.

Примеры реакций ионного обмена:

• с образованием слабых электролитов:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

H⁺ + Cl^– + Na⁺ + OH^– = Na⁺ + Cl^– + H₂O

H⁺ + OH^– = H₂O

CH₃COONa + HCl = NaCl + CH₃COOH

CH₃COO^– + Na⁺ + H⁺ + Cl^– = Na⁺ + Cl^– + CH₃COOH

CH₃COO^– + H⁺ = CH₃COOH

• с образованием малорастворимых веществ:

AgNO₃ + NaCl = AgCl + NaNO₃

Ag⁺ + NO₃^– + Na⁺ + Cl^– = AgCl + Na⁺ + NO₃^–

Ag⁺ + Cl^– = AgCl

• c образованием газообразных веществ:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

2Na⁺ + CO₃^2– + 2H⁺ + SO₄^2– = 2Na⁺ + SO₄^2– + H₂O + CO₂↑

CO₃^2– + 2H⁺ = H₂O + CO₂↑.

5.5. Примеры решения заданий

Пример 1. Напишите уравнения диссоциации предложенных электролитов: H₃BO₃, HClO₄, Сo(OH)₂, Sr(OH)₂, Sn(OH)₂, Na₂SO₄, Ca(HCO₃)₂.

Для слабых электролитов составьте выражения констант диссоциации.

При составлении уравнений диссоциации следует учесть, что суммарный заряд в обеих частях уравнения должен быть одинаков.

H₃BO₃ является слабой кислотой, поэтому диссоциация протекает ступенчато (в три ступени) и обратимо, при отщеплении каждого последующего иона H⁺ заряд образовавшейся частицы становится на единицу меньше чем исходной:

H₃BO₃ H⁺ + H₂BO₃^–

H₂BO₃^– H⁺ + HBO₃^2–

HBO₃^2– H⁺ + BO₃^3–

Для слабого электролита составим выражение константы диссоциации – в числителе указываем произведение концентраций продуктов диссоциации, а в знаменателе – исходных частиц:

HClO₄ – сильная кислота, диссоциирует практически, в уравнении диссоциации ставят знак равенства:

HClO₄ = H⁺ + ClO₄^–

Для сильного электролита выражение константы диссоциации не составляют.

Co(OH)₂ – cлабое основание, диссоциирует обратимо и ступенчато отщепляя на каждой ступени по одной гидроксогруппе, заряд оставшейся частицы при этом становится на единицу больше исходной