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.
©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|