- •Химическое равновесие введение
- •1. Теоретические основы химического равновесия
- •1.1. Типы равновесий в химических системах
- •Типы обратимых химических и физико-химических процессов
- •1.2. Условия химического равновесия
- •Термодинамическое условие химического равновесия
- •1.3. Закон действующих масс
- •1.4. Уравнение изотермы химической реакции. Влияние состава системы на направление химической реакции
- •Влияние температуры на величину константы равновесия и направление смещения равновесия на основе уравнения изобары химической реакции
- •1.5. Уравнения изобары и изохоры химической реакции. Влияние температуры на константу химического равновесия и направление химической реакции
- •1.6. Влияние давления на константу химического равновесия и направление химической реакции
- •Влияние давления на величину константы равновесия
- •1.7. Смещение химического равновесия
- •1.7.1. Определение направления смещения равновесия по принципу Ле Шателье
- •Смещение равновесия по принципу Ле Шателье
- •1.7.2. Определение направления смещения равновесия на основе термодинамических уравнений
- •1.8. Методы определения константы химического равновесия
- •Соотношение между величиной константы равновесия и выходом продукта реакции
- •Теоретические методы расчета константы равновесия
- •Экспериментальные методы определения константы равновесия
- •1.8.1. Термодинамический расчет константы химического равновесия
- •Термодинамические уравнения, необходимые для расчета
- •Уравнения расчета δg (т) при разных приближениях расчета δСр
- •1.8.2. Расчет константы химического равновесия в статистической термодинамике
- •1.8.3. Экспериментальное определение константы химического равновесия
- •Выбор анализируемого вещества на примере предлагаемых обратимых процессов
- •Выбор метода определения концентрации анализируемого вещества на примере предлагаемых в табл. 1.12 процессов
- •Алгоритм расчета равновесного состава системы объемом V м3
- •1.9. Задания для обучения и самоконтроля
- •Тест 1.9.1. Признаки химического равновесия
- •Тест 1.9.2. Типы равновесий в обратимых процессах
- •Тест 1.9.3. Термодинамические уравнения, отражающие влияние давления, температуры, состава системы на состояние химического равновесия
- •Тест 1.9.4. Выражение константы равновесия для реакции типа
- •Тест 1.9.5. Соотношение между константами равновесия Кр и Кс для реакции
- •Тест 1.9.6. Термодинамические уравнения, характеризующие состояние равновесия
- •2. Экспериментальные работы
- •Общие правила работы и техники безопасности в лаборатории
- •Основные правила проведения эксперимента
- •Правила оформления отчета
- •2.1. Тесты открытой формы для допуска студентов к работе
- •2.2. Лабораторные работы
- •Работа 1. Изучение химического равновесия гомогенной реакции в растворе
- •1. Теоретические основы работы
- •2. Методика выполнения работы
- •Варианты заданий к работе 1
- •Задание к работе 1
- •Экспериментальные данные к работе 1
- •3. Обработка экспериментальных данных
- •Алгоритм расчета равновесных концентраций
- •Объединенные экспериментальные и расчетные данные
- •4. Выводы по работе
- •В растворе гидролизующейся соли
- •1. Теоретические основы работы
- •2. Методика выполнения работы
- •5 Мл раствора во 2-ю колбу,
- •2,5 Мл раствора в 3-ю колбу,
- •0,5 Мл раствора в 4-ю колбу;
- •3. Обработка экспериментальных данных
- •Экспериментальные и расчетные данные
- •Характеристика процесса гидролиза соли
- •4. Выводы по работе
- •Работа 3. Изучение химического равновесия в растворе
- •1. Теоретические основы работы
- •2. Методика выполнения работы
- •Экспериментальные и расчетные данные к работе
- •3. Обработка экспериментальных данных
- •4. Выводы по работе
- •Контрольные вопросы
- •3. Задания для самостоятельной работы
- •3.1. Примеры решения задач
- •0,83 Моль.
- •3.2. Многовариантные задачи
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Значения коэффициентов уравнения
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •4. Тесты итогового контроля
- •Образец теста первого вида
- •Образец теста второго вида
- •Библиографический список
- •Приложения
- •1. Ответы на тесты для обучения и самоконтроля в разделе 1.9
- •Фундаментальные физические постоянные
- •Соотношения между единицами физических величин
- •Приставки для образования кратных и дольных единиц
- •Предельная молярная электрическая проводимость ионов в воде
- •Произведение растворимости малорастворимых солей при 25 оС
- •Константы диссоциации кислот и оснований в водных растворах при 25 оС
- •Оглавление
Варианты заданий
Номер варианта |
Кислота или основание |
рН |
Номер варианта |
Кислота или основание |
рН |
1 |
HNO2 |
3,5 |
14 |
H2C2O4 |
1,8 |
2 |
H3BO3 |
3,2 |
15 |
HCOOH |
2,3 |
3 |
HF |
2,8 |
16 |
C6H5NH3OH |
8,9 |
4 |
H2SO3 |
2,0 |
17 |
H3AsO3 |
6,7 |
5 |
H2CO3 |
6,2 |
18 |
H2SeO3 |
2,9 |
6 |
H3PO4 |
2,4 |
19 |
H2Se |
3,5 |
7 |
H2S |
5,9 |
20 |
Pb(OH)2 |
8,2 |
8 |
H3PO3 |
2,5 |
21 |
H2TeO3 |
2,7 |
9 |
HClO |
6,1 |
22 |
H2TeO4 |
5,8 |
10 |
HCN |
6,5 |
23 |
H2S2O3 |
0,8 |
11 |
NH4OH |
9,3 |
24 |
CH3NH3OH |
8,3 |
12 |
Cl3CCOOH |
1,5 |
25 |
HIO3 |
1,1 |
13 |
H3AsO4 |
2,8 |
26 |
C3H7NH3OH |
8,1 |
Задача 3.9. В системе, содержащей в начальный момент времени только исходные вещества, протекает обратимая химическая реакция (табл. 3.9) в соответствии с общим уравнением вида аА + bВ ⇄ qQ + dD.
При температуре Т в системе устанавливается химическое равновесие.
1. Напишите выражение константы равновесия Кс на основе закона действующих масс и определите единицы ее измерения.
2. В соответствии с вариантом задания выполните один из расчетов:
2.1. Рассчитайте равновесные концентрации всех реагирующих веществ Сi, если известны константа равновесия и начальные концентра- ции исходных веществ Coi.
2.2. Рассчитайте константу равновесия и начальные концентрации реагирующих веществ, если известны равновесные концентрации всех реагирующих веществ.
3. Вычислите степень превращения каждого из исходных веществ в продукты реакции.
Таблица 3.9
Варианты заданий
Но-мер вари-анта |
Уравнение реакции аА + bВ ⇄ qQ + dD |
Конс-танта равнове-сия Кс |
Исходные концентрации Сoi, моль/дм3 |
Равновесные концентрации Ci, моль/дм3 |
Темпе-ратура Т, К |
||||
Со(А) |
Со(В) |
СА |
СВ |
СQ |
СD |
||||
1 |
H2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г) |
46,7 |
0,1 |
0,1 |
? |
? |
? |
|
717 |
2 |
CO(г) + Cl2(г) ⇄ COCl2(г) |
? |
? |
? |
0,2 |
0,3 |
1,2 |
|
340 |
3 |
HCN(p) ⇄ H+(p) + CN–(p) |
4,9 · 10–10 |
0.01 |
|
? |
? |
? |
|
298 |
4 |
SO2(г) + Cl2(г) ⇄ SO2Cl2(г) |
9,27 |
1,2 |
1,2 |
? |
? |
? |
|
350 |
5 |
H2(г) + D2(г) ⇄ 2HD(г) |
3,27 |
0,6 |
0,6 |
? |
? |
? |
|
298 |
6 |
N2O4(г) ⇄ 2NO2(г) |
? |
? |
? |
0,22 |
- |
1,14 · 10–5 |
|
281 |
7 |
H2(г) + Br2(г) ⇄ 2HBr(г) |
1,0 |
3,0 |
3,0 |
? |
? |
? |
|
350 |
8 |
NH4OH(p) ⇄ NH4+(p) + OH–(p) |
1,77 · 10–5 |
0,1 |
|
? |
? |
? |
|
298 |
9 |
FeO(к) + CO(г) ⇄ Fe(K) + CO2(г) |
0,5 |
|
0,05 |
? |
? |
? |
? |
320 |
10 |
N2O4(г) ⇄ 2NO2(г) |
2,1 · 10–5 |
0,7 |
|
? |
|
|
|
281 |
11 |
HNO2(p) ⇄ H+(p) + NO–2(г) |
5,1 · 10–4 |
0,01 |
|
? |
? |
? |
|
298 |
12 |
СO(г) + H2O(г) ⇄ CO2(г) + H2(р) |
1,0 |
0,4 |
0,4 |
? |
? |
? |
? |
400 |
13 |
H2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г) |
? |
? |
? |
0,02 |
0,01 |
0,09 |
|
650 |
14 |
H2CO3(p) ⇄ H+(p) +HCO3–(p) |
4,2 · 10–5 |
0,01 |
|
? |
? |
? |
|
298 |
15 |
CO(г) + H2O(г) ⇄ CO2(г) + H2(г) |
? |
? |
? |
0,004 |
0,06 |
0,016 |
0,016 |
350 |
16 |
4HCl(г)+O2(г)⇄2H2O(г)+2Cl2(г) |
? |
? |
? |
0,2 |
0,32 |
0,14 |
0,14 |
400 |
17 |
CaSO4(к) ⇄ Ca2+(p) + SO4(р)2– |
2,5 · 10–5 |
0,01 |
|
? |
? |
? |
? |
293 |
18 |
2NO2(г) ⇄ 2NO(г) + O2(г) |
? |
? |
? |
0,006 |
- |
0,024 |
? |
500 |
Окончание табл. 3.9
Но-мер вари-анта |
Уравнение реакции аА + bВ ⇄ qQ + dD |
Конс-танта равнове-сия Кс |
Исходные концентрации Сoi, моль/дм3 |
Равновесные концентрации Ci, моль/дм3 |
Темпе- ратура Т, К |
||||
Со(А) |
Со(В) |
СА |
СВ |
СQ |
СD |
||||
19 |
CO(г) + Cl2(г) ⇄ COCl2(г) |
20 |
1,4 |
1,6 |
? |
? |
? |
|
340 |
20 |
H3PO4(p) ⇄ H+(р) + H2PO42–(р) |
7,1 · 10–3 |
0,5 |
|
? |
? |
? |
|
298 |
21 |
N2(г) + 3H2(г) ⇄ 2NH3(г) |
? |
? |
? |
3 |
9 |
4 |
|
450 |
22 |
2NO(г) + O2(г) ⇄ 2NO2(г) |
? |
? |
? |
0,2 |
0,1 |
0,1 |
|
293 |
23 |
CO2(г) + H2(г) ⇄ CO(г) + H2O(г) |
1,0 |
0,6 |
0,6 |
? |
? |
? |
? |
400 |
24 |
HCOOH(p) ⇄ HCOO–(p) + H+(p) |
1,7 · 10–4 |
0,05 |
|
? |
? |
? |
|
298 |
25 |
H2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г) |
? |
0,68 |
0,03 |
? |
? |
0,06 |
|
747 |