ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 5Следующая ⇒

а) Запишите математические выражения для скорости прямой и обратной реакции, выразив скорость через концентрации (твердая и жидкая фазы) или парциальное давление реагентов (газовая фаза). Определите порядок и молекулярность каждой реакции;

б) Напишите математическое выражение закона действующих масс для равновесных систем;

в) В какую сторону будет смещаться равновесие в системе при увеличении концентрации исходных веществ, при понижении давления, при повышении температуры.

Пример решения.

Для химической реакции, протекающей по уравнению:

СоСl₂ (г) СО (г) + Сl₂ (г), ΔН = -112,86 кДж

напишем выражение для скорости прямой ( ) и обратной ( ) реакции, выразив ее через парциальное давление реагентов, так как все вещества находятся в газовой фазе

где

скорости прямой реакции и обратной;

константы скорости прямой и обратной реакции;

парциальное давление фосгена СОСl₂, оксида углерода СО и хлора Сl₂.

Порядок реакции определяется суммой величин показателей степени при значении концентрации исходных реагирующих веществ в выражении скорости реакции, следовательно прямая реакция первого порядка, а обратная - второго порядка.

Число молекул реагентов, принимающих участие в простейшей (элементарной) стадии, называется ее молекулярностью. Для одностадийных реакций порядок совпадает с молекулярностью.

Прямая реакция - мономолекулярная, обратная - бимолекулярная.

Для реакций, протекающих между газами при вычислении константы равновесия удобно пользоваться значениями парциальных давлений реагирующих веществ:

где

константа равновесия, вычисляемая через парциальные давления.

Это и есть математическое выражение закона действующих масс.

При увеличении концентрации СОСl₂ скорость прямой реакции возрастет, и равновесие сместится в правую сторону (в сторону прямой реакции).

При увеличении давления равновесие в системе сместится в сторону реакции, идущей с уменьшением давления (меньше объемов газа), то есть налево, в сторону обратной реакции.

Так как прямая реакция экзотермическая (идет с выделением теплоты), то повышение температуры должно вызвать смещение равновесия в сторону обратной реакции, идущей с поглощением теплоты согласно принципа Ле Шателье.

ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ

а) Найти массу соли, необходимую для приготовления раствора объемом V л с массовой долей ω. Плотность раствора ρ. Вычислить нормальность, молярность и моляльность этого раствора. Написать уравнения электролитической диссоциации данной соли в воде.

Пример. Найти массу Pb(NO₃)₂, необходимую для приготовления 0,5 л 2%-ного раствора. Плотность раствора 1016 кг/м³. Вычислить нормальность, молярность и моляльность этого раствора. Написать уравнение электролитической диссоциации этой соли в воде.

Р е ш е н и е

1. Определяем молярную массу и молярную массу эквивалента Pb(NO₃)₂

г/моль; г/моль

2. Находим массу Pb(NO₃)₂, необходимую для приготовления 0,5 л его раствора с массовой долей 2%.

Массовая доля показывает, сколько единиц массы растворимого вещества содержится в 100 массовых единицах массы раствора.

Масса раствора равна произведению объема раствора на его плотность

m = 0,5 · 10^-3 м³ · 1016 кг/м³ = 0,508 кг = 508 г

В 100 г раствора содержится 2 г Pb(NO₃)₂

В 508 г раствора содержится Х г Pb(NO₃)₂

Х = г

3. Находим молярную концентрацию раствора

Молярная концентрация (молярность) раствора (С_м) показывает количество растворенного вещества, содержащееся в 1 л раствора

В 0,5 л раствора содержится 10,16 г Pb(NO₃)₂

В 1 л раствора содержится Х г Pb(NO₃)₂

Х = г Pb(NO₃)₂

моль/л

4. Находим молярную концентрацию эквивалента (нормальность) раствора

Молярная концентрация эквивалента показывает число молярных масс эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора

г/моль

5. Находим моляльность раствора

Моляльность раствора μ(моль/кг) показывает количество растворенного вещества, находящегося в 1 кг растворителя

Масса воды в 0,5 л 2%-ного раствора Pb(NO₃)₂ равна

508 г - 10,16 г = 497,84 г

Количество Pb(NO₃)₂ равно моль

В 497,84 г Н₂О растворено 0,0307 моль Pb(NO₃)₂

В 1000 г Н₂О растворено Х

Х = моль/кг

Уравнение реакции электролитической диссоциации

Соли в воде диссоциируют на катионы и анионы

Pb(NO₃)₂ Pb²⁺ + 2 NO .

б) Что такое рН раствора? Определить рН раствора основания или кислоты (1) молярной концентрации (2)

Пример. Определить рН 0,01 М раствора КОН

Р е ш е н и е

если растворы разбавленные, то ;

моль/л

в) Составить молекулярное и молекулярно-ионное уравнения реакций гидролиза соли и оценить рН раствора

Пример. Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакций гидролиза солей NH₄NO₃, Li₂SO₃ и Al(CH₃COO)₃ и оцените рН раствора

Р е ш е н и е

Гидролиз соли

1. При растворении в воде соль слабого основания и сильной кислоты (NH₄NO₃) диссоциирует:

NH₄NO₃ NH + NO

Молекулы воды находятся в равновесии

Н₂О Н⁺ + ОН^-

Ионы NH связывают ОН - ионы воды в слабый электролит NH₄OH. Молекулярно-ионное уравнение гидролиза:

NH + Н₂О NH₄OH + Н⁺

В растворе накапливаются Н⁺ ионы. Реакция среды кислая, рН < 7.

Уравнение гидролиза в молекулярной форме:

NH₄NO₃ + Н₂О NH₄OH + HNO₃

2. Гидролиз соли сильного основания и слабой кислоты сульфит лития Li₂SO₃ при растворении в воде диссоциирует:

Li₂SO₃ 2Li⁺ + SO

Ионы SO связывают Н⁺ ионы воды ступенчато, образуя кислые ионы HSO и молекулы слабой кислоты H₂SO₃. В растворе накапливаются ОН^- ионы. Практически гидролиз ограничивается первой ступенью.

I ступень: SO + H₂O HSO + OH^-

Na₂SO₃ + H₂O NaHSO₃ + NaOH

Реакция среды щелочная, рН >7.

II ступень: HSO + H₂O H₂SO₃ + OH^-

NaHSO₃ + H₂O H₂SO₃ + NaOH.

3. Гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты

Соль ацетат алюминия Al(CH₃COO)₃в воде диссоциирует, образуя ионы:

Al(CH₃COO)₃ Al³⁺ + 3CH₃COO^-

Ионы Al³⁺ и CH₃COO^- взаимодействуют с ионами воды, образуя малорастворимое соединение Al(OH)₃ и малодиссоциирующее соединение СН₃СООН (уксусную кислоту). То есть происходит необратимый гидролиз соли. Соль слабого основания и слабой кислоты гидролизуется полностью и необратимо.

Реакция среды нейтральная, рН = 7.

Al³⁺ + 3CH₃COO^-+ 3Н₂О = Al(OH)₃ + 3СН₃СООН

Al(CH₃COO)₃ + 3Н₂О = Al(OH)₃ + 3СН₃СООН.

г) Образуется ли осадок труднорастворимого соединения, если смешать равные объемы растворов 2-х солей с известной молярной концентрацией С_м?

Пример. Образуется ли осадок труднорастворимого соединения СаSO₄, если смешать равные объемы растворов Ca(NO₃)₂ и K₂SO₄ с молярной концентрацией С_м= 0,003 моль/л. Произведение растворимости ПР= 6,1·10^-5 (25⁰С).

Р е ш е н и е

При смешении равных объемов растворов, объем стал в 2 раза больше, а концентрация каждого раствора уменьшилась вдвое:

0,0015 моль/л, 0,0015 моль/л.

Концентрации ионов Са²⁺ и SO соответственно равны:

1,5 · 10^-3 моль/л; 1,5 · 10^-3 моль/л.

Осадок выпадает, если произведение концентраций ионов, его образующих, больше произведения растворимости (ПР)

= 2,25 · 10^-6 < ПР (6,1 · 10^-5),

значит осадок не образуется.

ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

6.1. Для данной окислительно – восстановительной реакции:

а) Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления.
б) Составить ионно – электронным методом суммарное молекулярное и сокращенное ионное уравнения реакций, показать переход электронов.
в) Определить направление протекания реакции.

6.2. Для двух металлов, находящихся в растворах своих солей:

а) Составить схему гальванического элемента.
б) Рассчитать E⁰₂₉₈, ∆G⁰₂₉₈.

Составить схемы электролиза водного раствора и расплава данной соли. Рассчитать массу выделившегося на катоде металла, если известны сила тока, продолжительность процесса и выход по току металла.

6.4. Написать в общем виде выражение для образования оксида металла при химической коррозии.

Дата добавления: 2018-02-15; просмотров: 1334; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 234 5 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!