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: 164; ЗАКАЗАТЬ РАБОТУ