ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
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 (См) 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
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)3 в 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 См?
Пример. Образуется ли осадок труднорастворимого соединения СаSO4, если смешать равные объемы растворов Ca(NO3)2 и K2SO4 с молярной концентрацией См = 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! |
Мы поможем в написании ваших работ!