Сборник описаний лабораторных работ (стр. 4 )

Ответ: [А] = 0,7 , = 0,196.

Задача № 3. Укажите все пути, которыми можно повысить выход аммиака по уравнению кДж

Решение:

Для повышения выхода аммиака (NH3) надо сместить равновесие в прямом направлении. На смещение химического равновесия влияют три фактора:

1)  Изменение концентрации реагирующих веществ. Чтобы сместить равновесие в прямом направлении надо увеличить концентрации исходных веществ и уменьшить концентрации продуктов реакции. В данном процессе [H2] ↑, [N2] ↑, [NH3] ↓

2)  Изменить температуру. Т. к реакция получения аммиака экзотермическая (идет с выделением тепла), то температуру надо понизить (по принципу Ле Шателье).

3)  Изменить давление (объем). Этот фактор может сместить равновесие в системе, содержащей газообразные вещества. Если все вещества твердые и жидкие, то этот фактор не влияет на смещение равновесия. Определим число молекул газообразных веществ в прямой (3 + 1 = 4) и обратной (2) реакциях. Т. к. прямая реакция идет с уменьшением объема (4 > 2), то необходимо увеличить давление (уменьшить объем).

Задача № 4. Как измениться скорость прямой реакции

, если увеличить давление в 2 раза.

Решение: По закону действия масс V = k [Fe]2 · [H2O]3, т. к. концентрация твердого вещества [Fe] = const, то перемножив константы k и [Fe]2 получим новую k’, т. е. V = k,[H2O]3

Увеличение давления в 2 раза (уменьшение объема в 2 раза) приводит к увеличению концентрации газообразных веществ в 2 раза. Тогда V1 = k’·(2[H2O])3 = 8k’ · [H2O]3

Найдем изменение скорости, т. е.

Ответ: скорость увеличится в 8 раз.

Задача № 5

Скорость реакции при -50°С равна 3. Чему равна скорость этой реакции при + 20°С, если температурный коэффициент = 2,3 ?

Решение:

Соотношение скоростей реакции при разных температурах дает правило Вант – Гоффа.

= -50°С

V1 = 3

= + 20°С

= 2,3

V2 - ?

Ответ: скорость реакции при t = + 20°С равна 1021,45.

Задача №6

Обратимая реакция выражается уравнением А + В ↔ С + Д, константа равновесия Кр = 1. Начальные концентрации [А] = 2 моль/л; [В] = 3 моль/л. Вычислить равновесные концентрации веществ А, В, С, Д.

Решение:

[А]нач = 2 моль/л Для данной реакции выражение

[В]нач = 3 моль/л

Кр =1 Найдём соотношение концентраций

табличным способом

[А]р, [В]р, [С]р, [Д]р -?

Концентрация в-в, моль/л	А	В	С	Д
Исходная концентрация	2	3	0	0
Изменение концентрации	-X	-X	+X	+X
Равновесная концентрация	2-X	3-X	0+X	0+X

Из уравнения реакции видно, что из Х моль веществ А и Х моль веществ В получается Х моль вещества С и Х моль вещества Д (все коэффициенты в уравнении реакции единичны). Тогда, зная начальную концентрацию веществ А и сколько прореагировало (Х) можно найти сколько осталось.

[А]р = [А]нач - [А]пр = 2 – Х.

Аналогично находим [В]р = 3 – Х.

Подставляем значения равновесных концентраций в выражение константы равновесия и решаем данное уравнение относительно Х.

Х·Х = 1· (2 – Х) · (3 – Х)

Х2 = 6 – 2Х – 3Х + Х2

Х2 = Х2 – 5Х + 6

5Х – 6 = 0

Х = 6/5 = 1,2

Зная Х, находим все равновесные концентрации:

[А]р = 2 – Х = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л

[В]р = 3 – Х = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л

[С]р = [Д]р = Х = 1,2 моль/л

Ответ: [А]р = 0,8 моль/л, [В]р = 1,8 моль/л, [С]р = [Д]р = 1,2 моль/л.

Задача 7. Энергия активации разложения NO2

2NO2 2NO + O2

равна 111 кДж/моль. Во сколько раз увеличится константа скорости реакции при повышении температуры с 300 до 400 К?

Решение. Из уравнения Аррениуса следует связь энергии активации и констант скорости:

= 111 кДж/моль,

R = 8,314 Дж/(моль ∙ К) – газовая константа,

k1 и k2 константы скорости при температурах 300 и 400 К.

Ответ: константа скорости увеличится в 69183 раза.

3. РАСТВОРЫ И РЕАКЦИИ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ

Раствором называется твёрдая или жидкая гомогенная (однородная) система, состоящая из двух или более компонентов.

3.1. Концентрации растворов

Необходимыми компонентами раствора являются растворитель и растворённое вещество, например, растворённый в воде сахар.

В одном растворителе может находиться несколько растворённых веществ. Например, в воде растворены сахар, соль и уксусная кислота.

Количество растворённого вещества в определённом количестве раствора или растворителя, которое может колебаться в очень широких пределах, называется концентрацией раствора.

3.1.1. Способы задания концентрации растворов

Существует несколько способов выражения концентрации растворов.

Массовая доля растворённого вещества или процентная концентрация (). Определяется количеством массовых единиц вещества в 100 массовых единицах раствора.

,

где - масса растворённого вещества; - масса растворителя;

= + - масса раствора.

Масса может быть определена как произведение плотности раствора на его объём:

- плотность раствора (г)

V – объём раствора ()

(H2O)=1г/см3

Например, в 5%-й растворе 5 г растворённого вещества присутствует в 100 г раствора. Для такого раствора = 5 г, = 100 г – 5 г =95 г.

Молярная концентрация (молярность) раствора (). Определяется количеством растворённого вещества (моль) в 1 раствора.

(, или , или М)

где - молярная масса вещества, г/моль; V – объем раствора,

Например, запись: 0,2M HCl означает, что 0,2 моль HCl растворено в 1 раствора.

Для «чайников»: молярная масса растворённого вещества определяется химическим составом вещества. Например, молекула серной кислоты образована двумя атомами водорода, одним атомом серы и четырьмя атомами кислорода. Взяв атомные массы этих элементов из таблицы , можно найти молярную массу серной кислоты. = = 98 г/моль.

Молярная концентрация эквивалентов вещества (эквивалентная концентрация, нормальная концентрация, нормальность раствора) ( или ). Определяется количеством эквивалентов вещества (в моль-экв) в 1 раствора.

= ( или условно Н)

Например, запись: 0,5Н означает, что 0,5 моль эквивалентов серной кислоты содержится в 1 раствора.

Под молярной массой эквивалентов вещества понимают такое его количество, которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Например, для соединений HCl, молярные массы эквивалентов равны соответственно М (HCl), 0,5 М().

Молярная масса эквивалента кислоты – это частное от деления молярной массы кислоты на количество ионов водорода, участвующих в реакции:

.

Например: г/;

г/.

Молярная масса эквивалентов основания – это частное деления молярной массы основания на количество гидроксид-ионов в формуле основания:

Например:

Молярная масса эквивалентов соли – это частное от деления молярной массы соли на произведение валентности металла соли на количество частиц металла в формуле соли:

Например:

Моляльная концентрация (моляльность раствора)(). Определяется количеством растворённого вещества (моль) в 1кг растворителя.

()

Титр раствора (Т). Определяется массой растворённого вещества в 1 раствора.

Т= ( или ).

3.1.2. Закон эквивалентов

Закон эквивалентов утверждает, что если два раствора взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то зная концентрацию одного из растворов и прореагировавшие объемы обоих растворов, можно рассчитать концентрацию второго раствора по соотношению:

.

3.1.3. Пример решения задачи

Дан раствор серной кислоты с концентрацией 10%. Плотность данного раствора равна 1,075 г/. Рассчитать моляльную, молярную концентрацию эквивалентов, концентрацию раствора.

Решение:

Рассчитаем молярную концентрацию. Для этого произвольно выберем объём раствора.

Пусть V=1=1000 , масса этого раствора г/ = 1075

Так как для раствора = 10%, то масса кислоты составляет 10% от массы раствора:

г.

Отсюда:

(М)

Рассчитаем моляльную концентрацию. Так как мы взяли 1 раствора, масса которого 107,5 г, а масса кислоты в этом объеме 107,5 г, то масса растворителя (воды):

г

Рассчитаем эквивалентную концентрацию:

(H)

Рассчитаем титр раствора:

.

Ответ: моляльная концентрация составила ; молярная концентрация получилась ; титр раствора - .

3.2. Теория растворов

3.2.1. Давление пара растворов

При данной температуре давление насыщенного пара над каждой жидкостью – величина постоянная. Французский физик Рауль установил, что давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре (I закон Рауля). Математическим выражением закона является уравнение:

,

где – давление насыщенного пара над чистым растворителем; – давление насыщенного пара над растворенным веществом; NA – мольная доля вещества растворителя; NB – мольная доля растворенного вещества.

.

– количество растворенного вещества (моль);

– количество растворителя (моль);

mB – масса растворённого в растворе вещества (г);

МВ – молярная масса вещества (г/моль);

mА – масса растворителя в растворе (г);

МА – молярная масса вещества растворителя (г/моль);

i – изотонический коэффициент раствора.

i = 1 для растворов неэлектролитов (такими являются большинство органических соединений, например, сахароза С12Н22О11, глюкоза С6Н12О6, глицерин С3Н8О3 и т. п.).

1 < i < n для растворов электролитов (соли, кислоты, основания), где n – число ионов, на которые диссоциирует молекула растворенного электоролита.

Например для: AgNO3 Ag+ + n = 2

H2SO4 2H+ + n = 3

FeCl3 Fe3+ + 3Cl─ n = 4

Al2(SO4)3 2Al3+ + 3 n = 5

Чем меньше концентрация раствора, тем ближе значение i к значению n. При увеличении концентрации значение i уменьшается.

Если растворенное вещество – не летучее, то для него = 0 и выражение для I закона Рауля принимает вид:

.

3.2.2. Кипение и замерзание растворов

Температура кипения раствора всегда выше, а температура его замерзания всегда ниже, чем для чистого вещества растворителя. Рауль установил, что понижение температуры замерзания раствора () и повышение температуры его кипения () пропорциональны мольно-массовой концентрации раствора. Это соотношение называется II законом Рауля и математически определяется как:

∆t°кип = t°кип р-ра - t°кип р-ля = i · kэ · СМ;

∆t°зам = t°зам р-ля - t°зам р-ра = i · kк · СМ;

где t°кип р-ра – температура кипения раствора;

t°кип р-ля – температура кипения растворителя ();

t°зам р-ра – температура замерзания раствора;

t°зам р-ля – температура замерзания растворителя ();

(моль/кг) – моляльная концентрация раствора;

– эбулиоскопическая постоянная вещества растворителя;

(для растворителя – воды);

– криоскопическая постоянная вещества растворителя;

(для растворителя – воды).

3.2.3. Осмос. Осмотическое давление

Односторонняя диффузия вещества растворителя через полупроницаемую мембрану называется осмосом. Давление, обеспечивающее такое перемещение называется осмотическим (). Голландский физико-химик Вант-Гофф показал зависимость величины осмотического давления от концентрации и температуры раствора:

Pосм = i · CB · R · T кПа,

где Pосм – осмотическое давление (760 мм. рт. столба = 1 атм. = 101,325 кПа); CB – молярная концентрация (молярность) раствора; R – универсальная газовая постоянная; Т – абсолютная температура (К).

T = t°С + 273 (t° – температура в шкале Цельсия).

3.2.4. Количественные характеристики растворов электролитов. Закон растворения

Все электролиты в зависимости от степени диссоциации () делятся на сильные, слабые и электролиты средней силы. Степень диссоциации определяется как:

≥ 0,33 для сильных электролитов. К сильным электролитам относятся сильные кислоты (HCl, HClO3, HClO4, HBr, HI, HIO3, H2SO4, HNO3, H2CrO4, H2Cr2O7, HMnO4, H2MnO4), сильные основания (NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, LiOH) и растворы солей.

Диссоциация сильных электролитов характеризуется кажущейся степенью диссоциации:

(в отн. единицах, если умножить на 100%, то в %).

< 0,02 для слабых электролитов. К слабым электролитам относятся слабые кислоты (HF, HClO, HClO2, HNO2, H2S, H2SO3, H2S2O3, H3PO4, H2CO3, HCN, CH3COOH и др.), слабые основания (NH4OH, Fe(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Pb(OH)2, Mg(OH)2 и т. д.) и растворы некоторых солей, например HgCl2, Fe(CNS)3.

Электролиты с 0,02 ≤ < 0,33 являются электролитами средней силы. Таких веществ не много. Типичным примером является фтористоводородная (плавиковая) кислота HF.

Кинетическая константа равновесия процесса диссоциации слабого электролита называется его константой диссоциации (). – справочная характеристика вещества слабого электролита.

Степень диссоциации слабого электролита связана с его константой диссоциации законом разбавления (законом Оствальда):

При ступенчатой диссоциации электролита каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации и значением степени диссоциации:

(I ступень диссоциации)

(II ступень диссоциации)

Типичная ошибка: поиск и использование закона растворения для сильных электролитов.

3.2.5. Произведение растворимости. Условие образования осадка

Для веществ труднорастворимых электролитов существует количественная мера их растворимости – произведение растворимости (ПР).

ПР – это произведение в насыщенном растворе молярных концентраций ионов, на которые диссоциирует молекула труднорастворимого электролита. Значения произведений растворимости труднорастворимых веществ (при комнатной температуре) приведены в справочных таблицах. Например,

для AgCl Ag+ + Cl─, ПР = [Ag+]Н ∙ [Cl─]Н = 1,78 ∙ 10─10;

для BiI3 Bi3++ 3I─, ПР = = 8,1 ∙ 10─19.

Индекс «н» у символа концентрации определяет отношение концентрации к насыщенному раствору. Таким образом для любого труднорастворимого вещества состава AnBm, диссоциирующего по схеме:

,