Размещено на http://www.allbest.ru/

Федеральное агентство по образованию

Волгоградский государственный архитектурностроительный университет

Кафедра химии

Учебное пособие для самостоятельной подготовки к отчётным занятиям и экзамену по курсу химии

Задачи и упражнения по общей химии

Задачи и упражнения по общей химии. Учебное пособие для самостоятельной подготовки к отчётным занятиям и экзамену по курсу химии / Сост. В.Т.Фомичёв, А.В.Савченко, В.А.Андронова, И.Н.Вавилина, З.К.Иванова, В.В.Садовникова, А.Д.Шамаева, Г.П.Губаревич, С.А.Круглова, О.А.Кузнечиков, И.А.Куликова; ВолгГАСУ. - Волгоград, 2006. - 102 с.

Изложены краткие теоретические сведения по курсу химии. Приведены примеры решения задач, контрольные вопросы и задачи.

Для самостоятельной подготовки студентов строительных, экологических, экономических специальностей, специальностей направления безопасности жизнедеятельности к выполнению контрольных работ и экзаменам.

План учеб.метод. докум. 2006 г., поз. ___

Редактор О.Е.Горячева

Подписано в печать ____.12.2006 г. Формат 6084 1/16.

Бумага офсетная. Печать трафаретная. Гарнитура Таймс.

Усл. печ. л. ____. Уч.печ. л. _____. Тираж _____ экз. Заказ ______.

Волгоградский государственный архитектурностроительный университет

Редакционноиздательский отдел

Сектор оперативной печати ЦИТ

400074, Волгоград, ул. Академическая, 1

Волгоградский государственный

архитектурностроительный

университет, 2006

Фомичёв В.Т., Савченко А.В., Вавилина И.Н., Иванова З.К., Садовникова В.В., Шамаева А.Д., Губаревич Г.П., Круглова С.А., Кузнечиков О.А., Куликова И.А.

Оглавление

неорганический раствор химический гидролиз

1. Классификация и номенклатура неорганических веществ

1.1 Кислотные и основные гидроксиды

1.2 Кислотные и основные оксиды

1.3 Амфотерные гидроксиды и оксиды

1.4 Бинарные соединения

2. Способы выражения концентрации растворов

3. Скорость химических реакций

4. Химическое равновесие

4.1 Обратимые и необратимые реакции

4.2 Смещение химического равновесия. Принцип ЛеШателье

5. Ионообменные реакции

6. Произведение растворимости

7. Ионное произведение воды. Водородный показатель

9. Гидролиз солей

10. Жёсткость воды. Методы умягчения

Библиографический список

1. Классификация и номенклатура неорганических веществ

Классификация неорганических веществ и их номенклатура основаны на наиболее простой и постоянной во времени характеристике - химическом составе, который показывает атомы элементов, образующих данное вещество, в их числовом отношении. Если вещество состоит из атомов одного химического элемента, т.е. является формой существования этого элемента в свободном виде, то его называют простым веществом; если же вещество состоит из атомов двух или большего числа элементов, то его называют сложным веществом. Все простые вещества (кроме одноатомных) и все сложные вещества принято называть химическими соединениями, так как в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическим связями.

Номенклатура неорганических веществ состоит из формул и названий. Химическая формула - изображение состава вещества с помощью индексов и некоторых других знаков. Химическое название - изображение состава вещества с помощью слова и группы слов. Построение химических формул и названий определяется системой номенклатурных правил.

Символы и наименования химических элементов приведены в Периодической системе элементов Д.И.Менделеева. Элементы условно делят на металлы и неметаллы. К неметаллам относят все элементы VIIIА группы (благородные газы) и VIIА группы (галогены), элементы VIА группы (кроме полония), элементы азот, фосфор и мышьяк (VA группа), углерод, кремний (IVA группа), бор (IIIA группа), а также водород. Остальные элементы относятся к металлам.

При составлении названий веществ обычно применяют русские наименования элементов, например, дикислород, дифторид ксенона, селенат калия. По традиции для некоторых элементов вводят корни их латинских наименований:

Ag - аргент H - гидр, гидроген Pb - плюмб

As - арс, арсен Hg - меркур S - сульф

Au - аур Mn - манган Sb - стиб

C - карб, карбон N - нитр Si - сил, силик, силиц

Cu - купр Ni - никкол Sn - станн

Fe - ферр O - окс, оксиген

Например, карбонат, манганат, оксид, сульфид, силикат.

Названия простых веществ состоят из одного слова - наименования химического элемента с числовой приставкой, например:

Mg - (моно) магний O3 - трикислород

Hg - (моно) ртуть P4 - тетрафосфор

O2 - дикислород S8 - октасера

Классификация неорганических соединений

Используют следующие числовые приставки:

1 - моно 5 - пента 9 - нона

2 - ди (би) 6 - гекса 10 - дека

3 - три 7 - гепта 11 - ундека

4 - тетра 8 - окта 12 - додека

Неопределённое число указывается числовой приставкой n поли.

Для некоторых простых веществ используют также специальные названия, такие, как O3 - озон, P4 - белый фосфор.

Химические формулы сложных веществ составляют из обозначения электроположительной (условных или реальных катионов) и электроотрицательной (условных или реальных анионов) составляющих, например, CuSO4 (здесь Cu2+ реальный катион, SO42 реальный анион) и PCl3 (здесь P3+ условный катион, Cl условный анион).

Названия сложных веществ составляют по химическим формулам справа налево. Они складываются из двух слов - названий электроотрицательных составляющих (в именительном падеже) и электроположительных составляющих (в родительном падеже), например:

CuSO4 - сульфат меди (II) PCl3 - трихлорид фосфора

LaCl3 - хлорид лантана (III) CO - монооксид углерода

Число электроположительных и электроотрицательных составляющих в названиях указывают числовыми приставками, приведёнными выше (универсальный способ), либо степенями окисления (если они могут быть определены по формуле) с помощью римских цифр в круглых скобках (знак плюс опускается). В ряде случаев приводят заряд ионов (для сложных по составу катионов и анионов), используя арабские цифры с соответствующим знаком.

Для распространённых моногоэлементных катионов и анионов применяют следующие специальные названия:

катионы анионы

H2F+ фтороний C22 ацетиленид

H3O+ оксоний CN цианид

H3S+ сульфоний CNO фульминат

NH4+ аммоний HF2 гидродифторид

N2H5+ гидразиний (1+) HO2 гидропероксид

N2H6+ гидразиний (2+) HS гидросульфид

NH3OH+ гидроксиламиний N3 азид

NO+ нитрозил NCS тиоцианат

NO2+ нитроил O22 пероксид

O2+ диоксигенил O2 надпероксид

PH4+ фосфоний O3 озонид

VO2+ ванадил OCN цианат

UO22+ уранил OH гидроксид

Для небольшого числа хорошо известных веществ также используют специальные названия:

AsH3 - арсин HN3 - азидоводород

B2H6 - диборан H2O - вода

B4H10 - тетраборан (10) H2S - сероводород

HCN - циановодород NH3 - аммиак

HBr - бромоводород N2H4 - гидразин

HCl - хлороводород NH2OH - гидроксиламин

HF - фтороводород PH3 - фосфин

HI - иодоводород SiH4 силан

1.1 Кислотные и основные гидроксиды

Гидроксиды - тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента E (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппы OH; общая формула гидроксидов E(OH)n, где n=1ч6. Форма гидроксидов E(OH)n называется ортоформой; при n>2 гидроксид может находиться также в метаформе, включающей кроме атомов E и групп OH ещё атомы кислорода O, например E(OH)3 и EO(OH), E(OH)4 и EO(OH)2, E(OH)6 и EO2(OH)2.

Гидроксиды делят на две противоположные по химическим свойствам группы: кислотные и основные гидроксиды.

Кислотные гидроксиды содержат атомы водорода, которые могут замещаться на атомы металла при соблюдении правила стехиометрической валентности. Большинство кислотных гидроксидов находятся в метаформе, причём атомы водорода в формулах кислотных гидроксидов ставят на первое место, например, H2SO4, HNO3, H2CO3, а не SO2(OH)2, NO2(OH) и CO(OH)2. Общая формула кислотных гидроксидов - HxEOy, где электроотрицательную составляющую EOyx называют кислотным остатком. Если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка.

Названия распространённых кислотных гидроксидов состоят из двух слов: собственного названия с окончанием «ая» и группового слова «кислота». Степень окисления кислотообразующего элемента E обозначается суффиксом в названии кислоты:

а) - н, ов, ев - для высшей и любой единственной степени окисления;

б) - новат - для промежуточной степени окисления (+5);

в) - овист или -ист - для промежуточных степеней окисления (+3) или (+4);

г) - новатист - для низшей положительной степени окисления (+1).

Например:

HIO4 - йодная кислота, т.к. степень окисления йода +7 - высшая (йод находится в седьмой группе Периодической системы);

HIO3 - йодноватая кислота;

HIO2 - йодистая кислота;

HIO - йодноватистая кислота.

Приведём формулы и собственные названия распространённых кислотных гидроксидов и их кислотных остатков (прочерк означает, что гидроксид не известен в свободном виде или в кислом водном растворе):

кислотный гидроксид кислотный остаток

HAsO2 метамышьяковистая AsO2 метаарсенит

H3AsO3 ортомышьяковистая AsO33 ортоарсенит

H3AsO4 ортомышьяковая AsO43 ортоарсенат

B4O72 тетраборат

BiO3 висмутат

HBrO бромноватистая BrO гипобромит

HBrO3 бромноватая BrO3 бромат

H2CO3 угольная CO32 карбонат

HCO3 гидрокарбонат

HClO хлорноватистая ClO гипохлорит

HClO2 хлористая ClO2 хлорит

HClO3 хлорноватая ClO3 хлорат

HClO4 хлорная ClO4 перхлорат

H2CrO4 хромовая CrO42 хромат

HCrO4 гидрохромат

H2Cr2O7 дихромовая Cr2O72 дихромат

FeO42 феррат

HIO3 иодноватая IO3 иодат

HIO4 метаиодная IO4 периодат

H5IO6 ортоиодная IO65 ортопериодат

HMnO4 марганцовая MnO4 перманганат

MnO42 манганат

MoO42 молибдат

HNO2 азотистая NO2 нитрит

HNO3 азотная NO3 нитрат

HPO3 метафосфорная PO3 метафосфат

H3PO4 ортофосфорная PO43 ортофосфат

HPO42 гидроортофосфат

H2PO4 дигидроортофосфат

H4P2O7 дифосфорная P2O74 дифосфат

ReO4 перренат

SO32 сульфит

HSO3 гидросульфит

H2SO4 серная SO42 сульфат

HSO4 гидросульфат

H2S2O7 дисерная S2O72 дисульфат

H2SO3S тиосерная SO3S2 тиосульфат

H2SeO3 селенистая SeO32 селенит

H2SeO4 селеновая SeO42 селенат

H2SiO3 метакремниевая SiO32 метасиликат

H4SiO4 ортокремниевая SiO44 ортосиликат

H2TeO3 теллуристая TeO32 теллурит

H2TeO4 метателлуровая TeO42 метателлурит

H6TeO6 ортотеллуровая TeO66 ортотеллурит

VO3 метаванадат

VO43 ортованадат

WO42 вольфрамат

Менее распространённые кислотные гидроксиды называют по номенклатурным правилам для комплексных соединений, например:

H4I2O9 - нонаоксодииодат (VII) водорода

H2XeO4 - тетраоксоксенонат (VI) водорода

H2(PHO3) - триоксогидрофосфат (III) водорода.

То же относится и к собственным названиям малоизвестных кислотных остатков:

IO42 тетраоксомолибдат (2) SO22 диоксосульфат (2)

MoO32 триоксомолибдат (IV) TeO52 пентаоксодителлурат (IV)

PoO32 триоксополонат (IV) XeO64 гексаоксоксенонат (VIII)

Названия кислотных остатков используют при построении названий солей.

Основные гидроксиды содержат гидроксидионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности. Все основные гидроксиды находятся в ортоформе; их общая формула M(OH)n, где n=1 или 2 (реже 3 или 4) и Mn+ катион металла. Примеры формул и названий основных гидроксидов:

NaOH гидроксид натрия Ba(OH)2 гидроксид бария

KOH гидроксид калия La(OH)3 гидроксид лантана (III)

Важнейшим химическим свойством основных и кислотных гидроксидов является взаимодействие их между собой с образованием соли (реакция солеобразования), например:

Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O

Ca(OH)2 + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2H2O

2Ca(OH)2 + H2SO4 = Ca2SO4(OH)2 + 2H2O

Соли - тип сложных веществ, в состав которых входят катионы Mn+ и кислотные остатки.

Соли с общей формулой Mx(EOy)n называют средними солями, а соли, содержащие кислотные остатки с незамещёнными атомами водорода, кислыми солями. Иногда соли содержат в своём составе также гидроксид или (и) оксидионы; такие соли называют основными солями. Примеры формул и названий солей:

Ca3(PO4)2 ортофосфат кальция

Ca(H2PO4)2 дигидроортофосфат кальция

CaHPO4 гидроортофосфат кальция

CuCO3 карбонат меди (II)

Cu2CO3(OH)2 дигидроксидкарбонат димеди

La(NO3)3 нитрат лантана (III)

Ti(NO3)2O оксиддинитрат титана

Кислые и основные соли могут быть превращены в средние соли взаимодействием с соответствующим основным или кислотным гидроксидом, например:

Ca(HSO4)2 + Ca(OH)2 = 2CaSO4 + 2H2O

Ca2SO4(OH)2 + H2SO4 = 2CaSO4 + 2 H2O

Встречаются также соли, содержащие два разных катиона; их называют двойными солями, например:

KAl(SO4)2 - сульфат алюминиякалия

CaMg(CO3)2 - карбонат магниякальция.

1.2 Кислотные и основные оксиды

Оксиды ExOy - продукты полной дегидратации гидроксидов. Кислотным гидроксидам (H2SO4, H2CO3) отвечают кислотные оксиды (SO3, CO2), а основным гидроксидам (NaOH, Ca(OH)2) - основные оксиды (Na2O, CaO), причём степень окисления элемента Е не изменяется при переходе от гидроксида к оксиду. Примеры формул и названий оксидов:

SO3 триоксид серы Na2O оксид натрия

N2O5 пентаоксид диазота La2O3 оксид лантана (III)

P4O10 декаоксид тетрафосфора ThO2 оксид тория (IV)

Кислотные и основные оксиды сохраняют солеобразующие свойства соответствующих гидроксидов при взаимодействии с противоположными по свойствам гидроксидами или между собой:

N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O

3CaO + 2 H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3H2O

La2O3 + 3SO3 = La2(SO4)3.

1.3 Амфотерные гидроксиды и оксиды

Амфотерность гидроксидов и оксидов - химическое свойство, заключающееся в образовании ими двух рядов солей, например, для гидроксида и оксида алюминия:

(а) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

(б) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + 3H2O

Так, гидроксид и оксид алюминия в реакциях (а) проявляет свойства основных гидроксидов и оксидов, т.е. реагирует с кислотными гидроксидом и оксидом, образуя соответствующую соль - сульфат алюминия, тогда как в реакциях (б) они же проявляют свойства кислотных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с основными гидроксидом и оксидом, образуя соль диоксоалюминат натрия NaAlO2. В первом случае элемент алюминий проявляет свойство металла и входит в состав электроположительной составляющей (Al3+), во втором - свойство неметалла и входит в состав электроотрицательной составляющей формулы соли (AlO2).

Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называют амфотерными, к ним относятся элементы Агрупп Периодической системы - Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po и др., а также большинство элементов Бгрупп - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au и др.

Амфотерные оксиды называют так же, как и основные, например:

BeO оксид бериллия FeO оксид железа (II)

Al2O3 оксид алюминия Fe2O3 оксид железа (III)

SnO оксид олова (II) MnO2 оксид марганца (IV)

SnO2 оксид олова (III) ZnO оксид цинка (II)

Амфотерные гидроксиды (если степень окисления превышает +2) могут находиться в орто или (и) метаформе. Примеры амфотерных гидроксидов:

Be(OH)2 гидроксид бериллия TiO(OH)2 дигидроксидоксид титана

Al(OH)3 гидроксид алюминия Fe(OH)3 гидроксид железа (III)

AlO(OH) метагидроксид алюминия FeO(OH) метагидроксид железа

Если амфотерному элементу в соединениях отвечает несколько степеней окисления, то амфотерность соответствующих оксидов и гидроксидов (а следовательно, и амфотерность самого элемента) будет выражена поразному. Для низких степеней окисления у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание основных свойств, поэтому он почти всегда входит в состав катионов. Для высоких степеней окисления, напротив, у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание кислотных свойств, а у самого элемента - неметаллических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав анионов. Амфотерным гидроксидам с большим преобладанием кислотных свойств приписывают формулы и названия по образцу кислотных гидроксидов, например HMnO4 - марганцовая кислота.

Таким образом, деление элементов на металлы и неметаллы - условное; между элементами (Na, K, Ca, Ba и др.) с чисто металлическими свойствами и элементами (F, O, N, Cl, S, C и др.) с чисто неметаллическим свойствами существует большая группа элементов с амфотерными свойствами.

1.4 Бинарные соединения

К бинарным соединениям относятся, в первую очередь, все двухэлементные соединения (H2O, KBr, H2S, Cs2(S2), N2O, NH3, HN3, CaC2, SiH4). Многоэлементные вещества, в формулах которых одна из составляющих содержит не связанные между собой атомы нескольких элементов, а также одноэлементные или многоэлементные группы атомов (кроме гидроксидов и солей), рассматривают как бинарные соединения, например: CSO, IO2F3, SBrO2F, CrO(O2)2, PSI3, (CaTi)O3, (FeCu)S2, Hg(CN)2, (PF3)O, VCl2(NH2). Так, CSO можно представить как соединения CS2, в котором один атом серы заменён на атом кислорода.

Названия бинарных соединений строятся по обычным номенклатурным правилам, например:

OF2 дифторид кислорода K2O2 пероксид калия

HgCl2 хлорид ртути (II) Na2S сульфид натрия

Hg2Cl2 дихлорид диртути Mg3N2 нитрид магния

SBr2O оксиддибромид серы NH4Br бромид аммония

N2O оксид диазота K3N нитрид калия

NO2 диоксид азота CaC2 карбид кальция

Задача 1. Составить названия соединений по химическим формулам.

Задача 2. Составить химические формулы соединений по названиям.

№ вар.	Задача 1	Задача 2
1	V2O3, Na2S, H2SiO3, NaOH, CaWO4, KCr(SO4)2	карбид дибериллия, хлорная кислота, гидросульфат кальция, гидроксид титана (IV)
2	Hg2Br2, I2O5, KOH, H2CrO4, KIO4, Fe(HSO4)2	метафосфорная кислота, оксид железа (III), нитрид триброма, азотистая кислота
3	WO2, NiS, HMnO4, Ta(OH)2, Na6TeO6, Ce(NO3)3OH	диоксид триуглерода, дихромовая кислота, гидросульфат магния, гидроксид вольфрама (III)
4	Si2P, Cu2O3, Cr(OH)3, H6TeO6, NaNO2, Cs2Cu(SO4)2	йодоводород, гидроксид меди (I), хлорид титана (IV), теллуристая кислота
5	Fe2O3, IrCl3, H3PO4, Mn(OH)4, CaCrO4, Cs2Cu(SO4)2	хлорид ванадия, угольная кислота, перхлорат калия, гидроортофосфат кальция
6	WO3, SnS, HMnO4, Si(OH)4, Ca2P2O7, NH4Cr(SO4)2	фторид церия (III), йодноватая кислота, арсенат аммония, гидроксид алюминия
7	Rb2O, Li3N, HIO, Sr(OH)2, NaNO2, RbMn(SO4)2	силицид дикальция, ортойодная кислота, ортофосфат аммониякальция
8	Pd2Te, Mn2O3, Th(OH)4, HNO2, NH4AsO2, CaCrO4	плавиковая кислота, гидроксид титана (II), фосфид трижелеза, бромноватистая кислота
9	Cl2O7, ReCl6, Al(OH)3, H2B4O7, Cu(ClO3)2, Ag2H3IO6	циановодородная кислота, оксид олова (II), сульфид натрия, дигидроксидсульфат кобальта (II)
10	FeO, AlCl3, HPO3, Al(OH)3, Co2(SiO4)3, Zn(NH4)2(SO4)2	фторид осмия (VI), бромоводород, ортованадат скандия (III), гидроксид хрома (III)
11	I2O5, CaF2, H3AsO3, Ba(OH)2, Rb2MoO4, K2Ni(SO4)2	хлорид калия, соляная кислота, гидроксид железа (III), вольфрамат бария
12	ClO3, Co3C, Mn(OH)4, H2S2O7, Hg3TeO6, Sc(NO3)2OH	бромоводородная кислота, оксид марганца (IV), фторид церия (III), хлорная кислота
13	Zr4N, MoI4, Nb(OH)2, HBrO4, CaWO4, Zn5(CO3)2(OH)6	бромид лантана (III), феррат калия, ортофосфат аммониякальция, метаарсенит свинца (II)
14	Cl2O7, MoF6, H2TeO4, As(OH)2, In2(SO4)3, Cd2SO4(OH)2	хлорид титана (IV) , хлорноватистая кислота, пероксид стронция, фосфид трижелеза
15	K2O2, FeS, HIO3, Ba(OH)2, KBrO, Ag2H3IO6	фторид дисербра, марганцовая кислота, пербромат калия, гидроксид никеля (II)

2. Способы выражения концентрации растворов

Раствором называется гомогенная система, состоящая из двух или нескольких компонентов, относительное содержание которых может меняться в широких пределах. Вещество, находящееся в растворе в большем количестве называется растворителем. Вещество, содержание которого меньше, называется растворённым веществом.

Концентрацией раствора называется содержание растворённого вещества в определённой массе или в определённом объёме раствора или растворителя. Наиболее часто используют следующие способы выражения концентрации раствора.

Весовые концентрации

1. Массовая доля (процентная концентрация по массе) показывает долю растворенного вещества от массы всего раствора, то есть численного равна массе растворенного вещества в 100 г раствора:

, %, или

,

где mвещества - масса растворённого вещества, г;

mраствора - масса раствора, г;

mрастворителя - масса растворителя, г.

Масса раствора может быть определена по формуле:

,

где V - объём раствора, л, мл;

с - плотность раствора, г/л, г/мл.

2. Молярная (мольная) доля вещества - величина, равная отношению количества этого вещества (nвещества) к суммарному количеству всех веществ, входящих в состав раствора, включая растворитель (nрастворителя):

.

3. Моляльная концентрация или моляльность - величина, равная количеству растворённого вещества в 1 кг растворителя:

, моль/кг,

где Mвещества - молярная масса растворённого вещества, г/моль.

Объёмные концентрации

1. Объёмная доля растворённого вещества - величина, равная отношению объёма растворённого вещества (Vвещества) к объёму раствора (Vраствора):

.

2. Молярная концентрация или молярность показывает количество растворённого вещества, содержащееся в одном литре раствора:

, моль/л,

где nвещества - количество растворённого вещества, моль;

Vраствора - объём раствора, л.

Раствор, в 1 литре которого содержится 1 моль растворённого вещества, называется одномолярным раствором и обозначается 1М.

3. Эквивалентная (нормальная) концентрация или нормальность - величина, равная количеству эквивалентов растворённого вещества в одном литре раствора:

, моль/л,

где nEQ - количество эквивалентов растворённого вещества, моль;

Эвещества - молярная масса эквивалента, г/моль.

Иногда вместо обозначения (моль/л) допускается обозначение «н.», например, 1н. или 0.2н. Раствор, в 1 литре которого содержится 1 моль эквивалента вещества, называется нормальным.

Эквивалентной концентрацией удобно пользоваться при вычислении объёмов реагирующих друг с другом растворов. В соответствии с законом эквивалентов растворы одинаковой эквивалентной концентрации реагируют в равных объёмах. Если реагируют растворы различной эквивалентной концентрации, то объёмы таких растворов обратно пропорциональны их эквивалентной концентрации:

.

4. Титр - величина, равная массе растворённого вещества в 1 мл раствора:

, г/мл.

Определение молярных масс эквивалентов

Эквивалент элемента или вещества определяется его массой, которая замещается или соединяется с количеством вещества в 1 моль атомарного водорода или 0.5 моль атомарного кислорода.

Число, показывающее, какая часть моля элемента или вещества эквивалентна 1 моль атомарного водорода, называется фактором эквивалентности. Это безразмерная величина, обозначаемая fEQ.

Фактор эквивалентности некоторых веществ можно рассчитать по простым формулам. Для элемента в его соединении:

fEQ = 1/|степень окисления элемента в соединении|.

Например, для фосфора в оксиде фосфора (III) P2O3 fEQ=1/3, а в оксиде фосфора (V) P2O5 fEQ=1/5.

Для кислот фактор эквивалентности равен обратной величине её основности (количество ионов водорода в молекуле кислоты, которое замещается на металл). Фактор эквивалентности для основания равен обратной величине его кислотности (число гидроксид групп в молекуле основания, которые в реакции замещаются на кислотные остатки). Для солей фактор эквивалентности определяется по формуле:

fEQ=1/(rЧ|z|),

где r - количество и z - заряд замещённых катионов или анионов.

Определение фактора эквивалентности по химической формуле:

для кислот f(HCl) = 1; f(H2SO4) = 1/2; f(H3PO4) = 1/3;

для оснований f(NaOH) = 1; f(Zn(OH)2) = 1/2; f(Al(OH)3) = 1/3;

для солей f(NaCl) = 1/(1Ч1) = 1; f(Fe12+SO4) = 1/(1Ч2) = 1/2;

f(Al23+(SO4)3) = 1/(2Ч3) = 1/6; f(Na61+TeO6) = 1/(6Ч1) = 1/6.

Для солеобразующих оксидов (основных, кислотных, амфотерных) фактор эквивалентности определяется числом катионов соответствующего оксиду основания или анионов соответствующей оксиду кислоты и их зарядом, например, в реакции между оксидом фосфора (V) и оксидом кальция

P2O5 + 3CaO > Ca3(PO4)2

фактор эквивалентности P2O5, образующего два трёхзарядных фосфатиона (PO4)3, равен 1/6, а для CaO, дающего один двухзарядный катион (Са2+), 1/2.

Молярная масса эквивалента вещества, Эвещества - произведение фактора эквивалентности fEQ на молярную массу этого вещества:

, г/моль.

Молярную массу эквивалента называют эквивалентной массой или просто эквивалентом. Количество эквивалентов вещества - отношение массы вещества к молярной массе его эквивалента:

, моль.

Примеры решения задач

Пример 1. Имеется раствор Al2(SO4)3 с массовой долей щ=0.1 и плотностью с=1,105 г/см3. Каковы молярная, нормальная концентрации, титр, моляльность и молярная доля вещества этого раствора?

Решение:

1. Найдём молярную концентрацию раствора.

, ,

моль/л. Плотность раствора необходимо пересчитать и подставить в расчётную формулу в г/л: 1,105 г/см3 = 1,105 г/мл = 1105 г/л.

2. Найдём нормальную концентрацию раствора.

Так как

г/моль, то

моль/л или 1.92 н.

3. Найдём титр раствора.

г/мл.

Поскольку размерность титра г/мл, плотность в расчётную формулу надо подставлять в г/мл, т.е. 1,105 г/мл.

4. Найдём моляльность раствора.

.

Из формулы видно, что необходимо найти массу растворенного вещества в 1 кг растворителя. Пользуясь определениями моляльной и процентной концентраций, составим следующую пропорцию:

mвещества, г	mраствора, г	mрастворителя, г
10	100	90	из определения процентной концентрации (т.к. щ=0.1, С%=10%)
х		1000	из определения моляльности

где х - масса растворённого вещества в 1 кг растворителя:

г/кг.

моль/кг.

5. Найдём молярную долю растворённого вещества в растворе.

6.

Ответ: молярная концентрация 0.32 моль/л, нормальная концентрация 1.92 моль/л, титр 0.1105 г/мл, моляльность 0.325 моль/кг, молярная доля 0.0058.

Пример 2. Чему равна массовая доля 0.2 М раствора (NH4)2SO4 с плотностью с=1,015 г/мл?

Решение:

Масса 1 л раствора: mраствора= 1.015 г/мл * 1000 мл = 1015 г. Масса соли, содержащейся в 1 л раствора (из определения молярной концентрации): mвещества = СМ * Mвещества = 0.2 * 132 = 26, 4 г, где 132 г/моль - молярная масса сульфата аммония. Откуда массовая доля растворённого в растворе вещества:

или 2,6%.

Ответ: массовая доля растворённого в растворе вещества 0.026 (процентная концентрация 2,6%).

Пример 3. Какой объём 96% серной кислоты (с=1,84 г/см3) надо взять для приготовления 1 л 0.5 н. раствора?

Решение:

1. Определим массу серной кислоты в 1 л раствора:

откуда

г.

2. Определим, в каком объёме 96% раствора серной кислоты содержится 24,5 г серной кислоты:

,

мл.

Ответ: для приготовления 1 л 0.5 н. раствора серной кислоты необходимо взять 13,96 мл 96% раствора серной кислоты.

Пример 4. Какой объём воды надо прибавить к 200 мл 68% раствора азотной кислоты плотностью 1400 г/л, чтобы получить 10% раствор?

Решение:

1. Определим массу азотной кислоты в 200 мл 68% раствора (200 мл = 0.2 л):

, отсюда

г.

2. В полученном 10% растворе масса растворённой азотной кислоты будет такой же, так как для приготовления нового раствора в исходный добавляется вода растворитель, но не растворённое вещество. Определим массу 10% раствора азотной кислоты:

г.

3. Определим объём добавляемой воды как разность массы 10% раствора (она больше за счёт разбавления водой) и 68% раствора:

мл или 1.624 л.

Ответ: для приготовления 10% раствора азотной кислоты необходимо добавить 1624 мл воды к 200 мл 68% исходного раствора азотной кислоты.

Контрольное задание

Многовариантные задачи

Задача 1. Определите массовую долю растворённого вещества в следующих растворах.

вариант	1	2	3	4	5
масса растворённого вещества, г	5,98	2,37	15,82	27,24	30,51
масса растворителя (воды), г	95	118	225	450	376
вариант	6	7	8	9	10
масса растворённого вещества, г	4,66	2,72	3,02	14,5	53,5
масса растворителя (воды), г	155	270	150	280	480
вариант	11	12	13	14	15
масса растворённого вещества, г	9,52	34,21	10,07	17,83	2,29
масса растворителя (воды), г	110	1100	190	215	155

Задача 2. Определите:

массу соли (г), необходимую для приготовления 100 мл следующих растворов;

молярную, нормальную концентрации (моль/л), моляльность (моль/кг), титр (г/мл) и мольную долю растворённого вещества.

вариант	1	2	3	4	5
Вещество	CaCl2	AgNO3	K2CO3	FeCl3	NH4NO3
Массовая доля растворённого вещества щ, %	1	5	10	8	6
Плотность раствора, г/л	1007	1046.5	1090.4	1067	1023
вариант	6	7	8	9	10
Вещество	NH4I	NaClO4	SrCl2	NiSO4	Cd(NO3)2
Массовая доля растворённого вещества щ, %	10	4	8	1	2
Плотность раствора, г/л	1065.2	1024.7	1072.6	1009	1015.4

вариант	11	12	13	14	15
Вещество	Cs2SO4	Na2P2O7	Li2SO4	Al2(SO4)3	Na2SO4
Массовая доля растворённого вещества щ, %	6	1	6	2	12
Плотность раствора, г/л	1049.4	1010	1050	1020	1110

Предлагаемые варианты заданий для индивидуальной работы

Вариант 1

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H2SO4 Bi(OH)3 MgSO4

Задача 4. Какова нормальная и моляльная концентрация 28% (по массе) раствора гидроксида калия плотностью 1,263 г/см3 ?

Задача 5. Смешали 100 мл 0,2 н. раствора серной кислоты ( = 1 г/мл) и 200 мл раствора с мольной долей H2SO4, равной 0,29 ( = 1,6 г/мл). Рассчитать массовую долю полученного раствора.

Вариант 2

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H3PO4 Hg(OH)2 Ti(SO4)2

Задача 4. На нейтрализацию 25 мл серной кислоты неизвестной концентрации израсходовано 30 мл 0.2 н. раствора NaOH. Вычислить нормальную и молярную концентрацию, титр раствора серной кислоты.

Задача 5. Какую массу раствора HNO3 с массовой долей 22% следует добавить к 500 г раствора той же кислоты с массовой долей 60% для получения раствора с массовой долей 50%?

Вариант 3

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H4SiO4 Al(OH)3 NaNO2

Задача 4. Какой объём раствора H2SO4 (=1,143 г/мл) с массовой долей растворённого вещества 20% потребуется для приготовления 127 г раствора этой кислоты с массовой долей 11%?

Задача 5. Имеется раствор, в 1 л которого содержится 18,9 г HNO3, и раствор, содержащий в 1 л 3,2 г NaOH. В каком объёмном отношении нужно смешать эти растворы для получения раствора, имеющего нейтральную реакцию?

Вариант 4

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H4P2O7 Cd(OH)2 Na2SO3

Задача 4. Для нейтрализации раствора, содержащего 0,106 г соды, израсходовано 12 мл раствора серной кислоты. Чему равен титр кислоты?

Задача 5. Смешали 1,2 л 3,5% (по массе) раствора KOH и 1,8 л 2,5% (по массе) раствора NaOH. Плотность обоих растворов равна 1,03 г/мл. Вычислить нормальную концентрацию полученного раствора.

Вариант 5

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H2S2O7 LiOH Ca(ClO)2

Задача 4. Концентрированные производственные растворы перед сливом в канализацию разбавляют. Какую массу воды надо прибавить к 200 кг 3% (по массе) раствора, чтобы получить 0,1% (по массе) раствор)?

Задача 5. Какой объём 8% (по массе) раствора HCl (=1,1 г/мл) следует добавить к 4 мл 0,5 н. HCl для получения 1 н. раствора?

Вариант 6

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

HIO4 Pb(OH)2 Li2TeO3

Задача 4. В 200 г раствора содержится 20 г Na2SO4 (=1,1 г/мл). Определить массовую долю раствора, молярную, моляльную и нормальную концентрации и титр раствора.

Задача 5. Вычислить молярную и нормальную концентрацию раствора, полученного при смешении 0,5 л раствора H2SO4 (=1,82 г/мл) с массовой долей 90% и 0,8 л раствора H2SO4 (=1,12 г/мл) с массовой долей 17%, если плотность приготовленного раствора 1,44 г/мл.

Вариант 7

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H6TeO6 Ca(OH)2 KIO4

Задача 4. К 100 мл 0,3 н. раствора сульфата натрия добавили 200 мл 0,54 М раствора этой же соли. Вычислить нормальную концентрацию полученного раствора.

Задача 5. Имеются растворы, содержащие 18,9 г азотной кислоты (раствор А) и 3,2 г гидроксида натрия (раствор В) в одном литра раствора. В каком соотношении надо смешать растворы А и В, чтобы полученный после смешения раствор был нейтральным?

Вариант 8

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H2TeO4 Au(OH)2 Cu2SO3

Задача 4. Какую массу Na2CO3 следует добавить к 500 г 10% (по массе) раствора той же соли для получения 15% (по массе) раствора?

Задача 5. К 250 мл 1,6 н. раствора HCl добавили 200 мл 0,2 н. раствора KOH. Какой объём 0,15 н. NaOH дополнительно требуется для нейтрализации раствора?

Вариант 9

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H2SiO3 Mg(OH)2 Na2SeO3

Задача 4. Какой объём 8 н. раствора KOH следует добавить к 5 л 2 н. раствора KOH для получения 5 н. раствора?

Задача 5. Для полного осаждения BaSO4 из 100 г 15% (по массе) раствора BaCl2 потребовалось 14,4 мл H2SO4. Найти нормальность раствора серной кислоты.

Вариант 10

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H2Cr2O7 Fe(OH)3 BaMnO4

Задача 4. На нейтрализацию 40 мл раствора щелочи израсходовано 24 мл 0,5 М раствора H2SO4. Какова нормальность раствора щёлочи? Какой объём 0,5 н. раствора HCl потребовался бы для этой же цели?

Задача 5. Смешаны 1,4 л 3% (по массе) раствора NaOH и 2 л 3,5% (по массе) раствора KOH. Плотность обоих растворов равна 1,1 г/мл. Вычислить эквивалентную и молярную концентрации полученного раствора щёлочи.

Вариант 11

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H2SO4 Bi(OH)3 MgSO4

Задача 4. Какова нормальная и моляльная концентрация 28% (по массе) раствора гидроксида калия плотностью 1,263 г/см3 ?

Задача 5. Смешали 100 мл 0,2 н. раствора серной кислоты ( = 1 г/мл) и 200 мл раствора с мольной долей H2SO4, равной 0,29 ( = 1,6 г/мл). Рассчитать массовую долю полученного раствора.

Вариант 12

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H4SiO4 Al(OH)3 NaNO2

Задача 4. Какой объём раствора H2SO4 (=1,143 г/мл) с массовой долей растворённого вещества 20% потребуется для приготовления 127 г раствора этой кислоты с массовой долей 11%?

Задача 5. Имеется раствор, в 1 л которого содержится 18,9 г HNO3, и раствор, содержащий в 1 л 3,2 г NaOH. В каком объёмном отношении нужно смешать эти растворы для получения раствора, имеющего нейтральную реакцию?

Вариант 13

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H2S2O7 LiOH Ca(ClO)2

Задача 4. Для нейтрализации раствора, содержащего 0,106 г соды, израсходовано 12 мл раствора серной кислоты. Чему равен титр кислоты?

Задача 5. Какой объём 8% (по массе) раствора HCl (=1,1 г/мл) следует добавить к 4 мл 0,5 н. HCl для получения 1 н. раствора?

Вариант 14

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H6TeO6 Ca(OH)2 KIO4

Задача 4. К 100 мл 0,3 н. раствора сульфата натрия добавили 200 мл 0,54 М раствора этой же соли. Вычислить нормальную концентрацию полученного раствора.

Задача 5. Какую массу раствора HNO3 с массовой долей 22% следует добавить к 500 г раствора той же кислоты с массовой долей 60% для получения раствора с массовой долей 50%?

Вариант 15

Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:

H2SiO3 Mg(OH)2 Na2SeO3

Задача 4. Какой объём 8 н. раствора KOH следует добавить к 5 л 2 н. раствора KOH для получения 5 н. раствора?

Задача 5. Для полного осаждения BaSO4 из 100 г 15% (по массе) раствора BaCl2 потребовалось 14,4 мл H2SO4. Найти нормальность раствора серной кислоты.

3. Скорость химических реакций

При определении понятия скорости химической реакции необходимо различать гомогенные и гетерогенные реакции. Если реакция протекает в гомогенной системе, например, в растворе или в смеси газов, то она идет во всем объеме системы. Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема системы. Поскольку отношение числа молей вещества к объему, в котором оно распределено, есть молярная концентрация вещества, скорость гомогенной реакции можно также определить как изменение концентрации в единицу времени какоголибо из веществ: исходного реагента или продукта реакции. Чтобы результат расчета всегда был положительным, независимо, от того, производится он по реагенту или продукту, в формуле используется знак «±»:

.

В зависимости от характера реакции время может быть выражено не только в секундах, как требует система СИ, но также в минутах или часах. В ходе реакции величина ее скорости не постоянна, а непрерывно изменяется: уменьшается, так как уменьшаются концентрации исходных веществ. Вышеприведенный расчет дает среднее значение скорости реакции за некоторый интервал времени Дф = ф2 - ф1. Истинная (мгновенная) скорость определяется как предел к которому стремится отношение ДС/Дф при Дф > 0, т. е. истинная скорость равна производной концентрации по времени.

Для реакции, в уравнении которой есть стехиометрические коэффициенты, отличающиеся от единицы, значения скорости, выраженные по разным веществам, неодинаковы.

Например для реакции

А + 3В = D + 2Е

расход вещества А равен одному молю, вещества В - трем молям, приход вещества Е - двум молям. Поэтому

х(А) = ?х(В) = х(D) =Ѕх(Е) или х(Е). = ?х(В).

Если реакция протекает между веществами, находящимися в различных фазах гетерогенной системы, то она может идти только на поверхности раздела этих фаз. Например, взаимодействие раствора кислоты и куска металла происходит только на поверхности металла. Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз:

.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные коэффициентам при формулах этих веществ в уравнении реакции. Тогда для реакции

2А + В > продукты

справедливо соотношение х ~ ·СА2·СВ, а для перехода к равенству вводится коэффициент пропорциональности k, называемый константой скорости реакции:

х = k·СА2·СВ = k·[А]2·[В]

(молярные концентрации в формулах могут обозначаться как буквой С с соответствующим индексом, так и формулой вещества, заключенной в квадратные скобки). Физический смысл константы скорости реакции - скорость реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Размерность константы скорости реакции зависит от числа сомножителей в правой части уравнения и может быть с-1; с-1·(л/моль); с-1·(л2/моль2) и т. п., то есть такой, чтобы в любом случае при вычислениях скорость реакции выражалась в моль·л-1·с-1.

Для гетерогенных реакций в уравнение закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, представляет постоянную величину и входит в константу скорости, например, для процесса горения угля С + О2 = СО2 закон действия масс записывается:

х = kI·const·[O2]·= k·[O2],

где k = kI·const.

В системах, где одно или несколько веществ являются газами, скорость реакции зависит также и от давления. Например, при взаимодействии водорода с парами иода H2 + I2 =2HI скорость химической реакции будет определяться выражением:

х = k·[H2]·[I2].

Если увеличить давление, например, в 3 раза, то во столько же раз уменьшится объем, занимаемый системой, и, следовательно, во столько же раз увеличатся концентрации каждого из реагирующих веществ. Скорость реакции в этом случае возрастет в 9 раз

Зависимость скорости реакции от температуры описывается правилом ВантГоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции увеличивается в 24 раза. Это означает, что при повышении температуры в арифметической прогрессии скорость химической реакции возрастает в геометрической прогрессии. Основанием в формуле прогрессии является температурный коэффициент скорости реакции г, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции (или, что то же самое - константа скорости) при росте температуры на 10 градусов. Математически правило ВантГоффа выражается формулами:

или

где и - скорости реакции соответственно при начальной t1 и конечной t2 температурах. Правило ВантГоффа может быть также выражено следующими соотношениями:

; ; ; ,

где и - соответственно скорость и константа скорости реакции при температуре t ; и - те же величины при температуре t +10n; n - число «десятиградусных» интервалов (n =(t2-t1)/10), на которые изменилась температура (может быть числом целым или дробным, положительным или отрицательным).

Примеры решения задач

Пример 1. Как изменится скорость реакции 2СO + О2 = 2СО2 , протекающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 2 раза? Решение: Скорость указанной химической реакции определяется выражением:

хнач = k·[СО]2·[О2].

Увеличение давления приводит к увеличению концентрации обоих реагентов в 2 раза. С учетом этого перепишем выражение закона действующих масс:

х1 = k·[2СО]2·[2О2] = k·22 [СО]2·2[О2] = 8k·[СО]2·[О2] = 8 хнач .

Ответ: Скорость реакции увеличится в 8 раз.

Пример 2. Вычислить, во сколько раз увеличится скорость реакции, если повысить температуру системы от 20 °С до 100 °С, приняв значение температурного коэффициента скорости реакции равным 3.

Решение: Отношение скоростей реакции при двух разных температурах связано с температурным коэффициентом и изменением температуры формулой:

Вычисление:

Ответ: Скорость реакции увеличится в 6561 раз.

Пример 3. При изучении гомогенной реакции А + 2В = 3D установлено, что в течение 8 минут протекания реакции количество вещества А в реакторе уменьшилось с 5,6 моль, до 4,4 моль. Объем реакционной массы составлял 56 л. Вычислить среднюю скорость химической реакции за исследованный промежуток времени по веществам А, В и D.

Решение:

Используем формулу в соответствии с определением понятия «средняя скорость химической реакции» и подставляем численные значения, получая среднюю скорость по реагенту А:

.

Из уравнения реакции следует, что по сравнению со скоростью убыли вещества А скорость убыли вещества В вдвое больше, а скорость увеличения количества продукта D - втрое больше. Следовательно:

х(А) = Ѕх(В) =?х(D)

и тогда х(В) = 2х(А) = 2·2,68·10-3 = 6, 36·10-3 моль·л-1·мин-1;

х(D) = 3х(А) = 3·2,68·10-3 = 8, 04·10-3 моль·л-1·мин-1

Ответ: х(А) =2,68·10-3 моль·л-1·мин-1; х(В) = 6, 36·10-3 моль·л-1·мин-1; х(D) = 8, 04·10-3 моль·л-1·мин-1.

Пример 4. Для определения константы скорости гомогенной реакции А + 2В > продукты было проведено два опыта при различных концентрациях вещества В и измерена скорость реакции.

СВ, моль/л	0,1	0,3
х Ч106, моль·л-1·с-1	1,050	9,540

Концентрация вещества А поддерживалась постоянной и равной 1 моль/л. Вычислить среднее значение константы скорости реакции и указать размерность константы скорости.

Решение:

Скорость указанной химической реакции определяется выражением:

х = k·[А]·[В]2,

откуда константа скорости:

k = х /[А]·[В]2.

Производим расчет по данным двух измерений:

k1 = 1,050·10-6 моль·л-1·с-1/(1 моль/л·(0,1 моль/л)2) = 1,050·10-8 л2·моль-2·с-1;

k2 = 9,540·10-6 моль·л-1·с-1/(1 моль/л·(0,3 моль/л)2) = 1,060·10-8 л2·моль-2·с-1;

и определяем среднее значение константы скорости реакции:

k = (k1 + k2)/2 = (1,050·10-8 + 1,060·10-8)/2 = 1,055·10-8 л2·моль-2·с-1.

Ответ: k = 1,055·10-8 л2·моль-2·с-1.

4. Химическое равновесие

4.1 Обратимые и необратимые реакции

Некоторые химические реакции удается провести до конца, т.е. добиться того, чтобы исходные вещества реагировали полностью. Реакции протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, называются обратными.

Эти реакции ни в одном направлении не идут до конца, а лишь до строго определенных соотношений исходных и получившихся продуктов.

Рассмотрим общий случай обратимой реакции:

аА + вВ сС + dD

В уравнении прописными буквами A,B,C,D обозначены различные виды молекул, как реагентов, так и продуктов реакции, а строчными буквами a,b,c,d - числовые коэффициенты, показывающие, сколько молекул различного рода участвуют в данной реакции (стехиометрические коэффициенты.)

Знак равенства в уравнении реакции заменяют двумя противоположно направленными стрелками.

При этом реакции, соответствующие при данном написании уравнения течению ее слева направо, называются прямыми, а отвечающие течению ее справа налево - обратными.

Критерием химического равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакции:

V1=V2

Согласно закону действия масс скорость V1 прямой реакции выражается равенством:

V1 = К1 [A]a [B]a

а скорость V2 обратной реакции - равенством:

V2 = К2 [С]c[D]d , где

К1 и К2 - соответствующие константы скоростей при данной температуре.

В ходе реакции одновременно с уменьшением концентраций исходных веществ и, следовательно, уменьшении скоростей прямой реакции будет увеличиваться скорость обратной реакции, т.к. увеличиваются концентрации продуктов реакции.

Как только значения V1 и V2 будут одинаковыми, в системе устанавливается динамическое равновесие, и дальнейшее изменение концентраций всех участвующих в реакции веществ прекращается.

Равенство левых частей уравнений 3), 4) требует, чтобы и правые части их были равными между собой.

К1 [A]a[B]a = К2 [С]c[D]d .

Собирая в правую сторону все концентрации компонентов реакции, а в левую - константы скоростей и обозначая отношение констант скоростей

К1/К2=Кс, можно написать

Так как К1 и К2 при данной температуре являются величинами постоянными, то и Кс должна быть при этих условиях тоже величиной постоянной, она называется константой равновесия.

Константа химического равновесия К, единица - лn. мольn,

где n =1,2,3 - физическая величина, выражающая для данной реакции соотношение между концентрациями исходных веществ и концентрациями продуктов реакции в состоянии химического равновесия.

В зависимости от единицы концентрации и рода химического равновесия символ К имеет различные подстрочные значения - индексы:

Ка - константа, выраженная через активность, Кс - константа, выраженная через молярные концентрации, Кр - константа, выраженная через парциальные давления.

Величина константы зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от катализатора. Присутствие катализатора в системе лишь ускоряет время наступления равновесия.

Выражение константы равновесия через парциальные давления:

По значению константы равновесия можно судить о полноте протекания реакции.

При К ?1 равновесие усиливается при почти полном вступлении в реакцию веществ, записанных в левой части уравнения , равновесие «сдвинуть» вправо.

При К ? 1 - степень превращения исходных веществ в продукты реакции невелика - равновесие «сдвинуто» влево.

Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса данной реакции (ДG0) следующим соотношением:

ДG0 = + RT lnKc,

где R - универсальная газовая постоянная (8,31Дж/ моль · К);

T - абсолютная температура, К;

Kc - константа равновесия.

При гетерогенных реакциях в выражении константы равновесия, так же как в выражении закона действия масс для скорости химической реакции, входят концентрации только тех веществ, которые находятся в менее конденсированной фазе.

4.2 Смещение химического равновесия. Принцип ЛеШателье

При химическом равновесии не происходит изменение количеств веществ в системе, однако это не означает, что химическая реакция не протекает; она идет, но с одинаковыми скоростями в двух противоположных направлениях, Такое равновесие является динамическим.

Если система, находящаяся в равновесии, подвергается внешнему воздействию, то скорость прямой и обратной реакций изменяются по разному. При наступлении равновесия в новых условиях эти скорости также выравниваются, но значения их будут уже другими. В этом случае принято считать, что произошло смещение равновесия.

Направление смещения равновесия можно представить, пользуясь принципом ЛеШателье, или принципом подвижного равновесия: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие (изменяется температура, давление или концентрации), то положение равновесия смещается в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие.

Влияние температуры

В соответствии с принципом ЛеШателье, нагревание вызывает смещение равновесия в сторону того процесса, протекание которого сопровождается поглощением тепла, иначе говоря, повышение температуры вызывает возрастание константы скорости эндотермического процесса.

Естественно, что понижение температуры, приводит к противоположному результату. Равновесие смещается в сторону того процесса, протекание которого сопровождается выделением тепла, иначе говоря, охлаждение благоприятствует экзотермическому процессу и вызывает рост константы скорости экзотермической реакции.

Например, если в установившемся равновесии:

2SO2(г)+О2(г) 2SO3(г); ДH=791,6кДж

повышать температуру, то это воздействие сместит равновесие в сторону поглощения теплоты. Таковым является разложение SO3

Влияние давления

Изменение давления вызывает сдвиг равновесия только в том случае, когда количество газообразного вещества меняется до и после реакции.

Влияние давления определяется изменением объема, которое происходит в ходе реакции. Следовательно, при увеличении давления равновесие будет смещаться в сторону образования меньшего количества вещества (молей) газа.

Из этого следует, что в рассматриваемой равновесной системе увеличение давления сместит равновесие в сторону образования SO3.

Влияние концентрации

Если внешнее воздействие на систему проявляется в уменьшении концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, то это смещает равновесие в сторону его образования. Наоборот, при увеличении концентрации одного из веществ равновесие смещается в сторону той реакции, в которой это вещество расходуется.

Увеличение концентрации SO2 и O2 (или одновременно) сместит равновесие в сторону образования SO3, как процесса, приводящего к уменьшению концентрации SO2 и O2. Если по мере образования из реакционной среды удаляется SO3, то равновесие тоже сдвинется вправо. Таким образом, если в реакционную смесь ввести избыток одного из исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

Примеры решения задач

Пример 1. В системе А(г)+2В(г)С(г) равновесные концентрации равны

[А]=0,06 моль/ л; [В]=0,12моль/ л; [С]=0,216 моль/ л; найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

Решение:

Константа равновесия данной реакции выражается уравнением:

Подставляем в него данные задачи, получаем:

Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что согласно уравнению реакции, из 1 моля А и 2 молей В образуется 1 моль С. По условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля С, следовательно, было израсходовано 0,216 моля А и 0,216 * 2 = 0,432 моля В. Таким образом, искомые исходные концентрации равны:

[А0] = 0,06+0,216= 0,276 моль/ л;

[В0] = 0,12+0,432= 0,552 моль/ л;

Пример 2. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению PCl5 (г) PCl3 (г)+ PCl2 (г); ДН = +92,59кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону реакции разложения PCl5

Решение:

а) т.к. реакция разложения PCl5 эндотермическая, то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;

б) т.к. в данной системе разложения PCl5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуется две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;

в) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl5, так и уменьшением концентрации PCl3 или Cl2.

...