411-obschaya-himiya-6mb

Водород, так же как и азот, расходуется в результате реакции, поэто- му его исходная концентрация: c0(Н2)= 2 + 4,5 = 6,5 моль/л.

Следовательно, исходные концентрации N2 и H2 соответственно равны 4 и 6,5 моль/л.

Пример 3.7

Обратимая реакция описывается уравнением: А(г) + В(г) 2С(г).

Смешали по 1 моль веществ А, В и С. После установления равнове- сия в системе обнаружено 1,5 моль вещества С. Рассчитайте кон- станту равновесия реакции.

Решение. В ходе реакции образовалось 1,5 – 1,0 = 0,5 моль веще- ства С. Из коэффициентов уравнения приведенной реакции видно, что число молей каждого из веществ А и В, вступивших в реакцию, в два раза меньше и составляет по 0,25 моль. Если учесть, что в на- чальный момент времени всех веществ было по одному молю, то в момент равновесия: nA = nB = 1 – 0,25 = 0,75 моль.

Считая объем системы равным V (л), выразим молярные концен- трации реагентов в момент равновесия: [A] = [B] = 0,75 ; [C] = 1,5 .

Пример 3.8

Исходные концентрации веществ в системе, где протекает реак-

ция 2А(г) + В(г) 2С(г), равны (моль/л): c0(А) = 6, c0(В) = 4, c0(С) = 2.

Рассчитайте численное значение константы равновесия, если к мо- менту равновесия прореагировало 50 % вещества В.

Решение. К моменту равновесия в объеме 1 л прореагировало 4 0,5 = 2 моль вещества В. Равновесная концентрация вещества В

[B] = 4 – 2 = 2 моль/л.

Проведя расчет по уравнению реакции, определим, сколько молей вещества А прореагировало и сколько молей вещества С образова- лось в объеме 1 л к моменту установления равновесия. Имея в виду, что концентрация вещества А уменьшается в ходе реакции, а кон- центрация вещества С растет, определим равновесные концентрации этих веществ.

51

Результаты вычислений представим в таблице:

Константа равновесия обратимой химической реакции определя- ется отношением взятых в степенях стехиометрических коэффициен- тов равновесных концентраций продуктов реакции и исходных ве- ществ. Для данной реакции

FeO(т) + CO(г) Fe(т) + CO2(г) равна 0,6. Определите равновесные

концентрации СО и СО2 (моль/л), если исходная концентрация СО равна 2 моль/л.

Решение. Данный процесс гетерогенный, и концентрации твердых фаз в выражение для константы равновесия не входят:

K = [[CO2]].

CO

Пусть х – изменение молярной концентрации СО. Ясно, что х рав- но числу молей СО, прореагировавшего к моменту равновесия в объ- еме системы 1 л. Из уравнения реакции следует, что 1 моль СО, вступая в реакцию с оксидом железа, дает 1 моль СО2. поэтому х моль СО дает х моль СО2. Равновесные концентрации газов составят:

[СО] = (2 – х) моль/л; [СО2] = х моль/л.

Представим наши вычисления в таблице:

Используем полученные выражения равновесных концентраций для расчета неизвестной величины:

52

Решив это уравнение, получим x = 0,75. Искомые равновесные концентрации:

[CO2] = x = 0,75 моль/л; [CO] = 2 – х = 2 – 0,75 = 1,25 моль/л.

См. также задачи 3 и 4 программированного контроля в п. 3.3.

Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Перевод системы из одного равновесного состояния в другое на- зывается смещением химического равновесия. Осуществить смеще- ние равновесия можно, изменив термодинамические параметры сис- темы: температуру, концентрации реагентов, давление.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать ка- кое-либо внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону той реакции – прямой или обратной – которая ослабляет оказанное воздействие.

Пример 3.10

Определите, как сместится равновесие обратимой реакции N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) при повышении давления.

Решение. 2 моль аммиака в приведенной реакции образуются из 1 моль азота и 3 моль водорода, т.е. в результате реакции уменьшает- ся общее число молекул, что приводит к уменьшению давления в системе. Внешнее воздействие (повышение давления) приведет к смещению равновесия в сторону ослабляющей это воздействие пря- мой реакции, т.е. равновесие сместится вправо.

Пример 3.11

температуру, давление и концентрацию кислорода, чтобы увеличить выход оксида серы (VI).

Решение. Реакция окисления диоксида серы экзотермическая, со- провождается уменьшением числа молей газообразных веществ. Увеличить выход SO3(г) – это значит сместить равновесие данной об- ратимой реакции вправо.

53

1.Влияние температуры на смещение равновесия оценивают по тепловому эффекту реакции. Для увеличения выхода оксида серы (VI) температуру, согласно принципу Ле Шателье, следует по- низить, так как прямая реакция сопровождается выделением тепла.

2.Повышение давления также приведет к смещению равновесия вправо, поскольку ослабление оказанного воздействия осуществля- ется в прямой реакции, идущей с понижением давления.

3.Повышение концентрации кислорода приведет к увеличению выхода продукта, так как протекание прямой реакции, в которой ки- слород расходуется, ослабляет данное воздействие.

См. также задачу 5 программированного контроля в п. 3.3.

3.2. Пояснения к лабораторной работе «Скорость химической реакции и равновесие»

Лабораторная работа «Скорость химической реакции и равнове- сие» включает два опыта, при проведении которых вы будете опре- делять:

1)зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ;

2)влияние концентрации реагирующих веществ на смещение хи- мического равновесия.

При выполнении опыта 1 проводят реакцию разложения тиосер- ной кислоты. Реакция сопровождается выделением эквивалентного количества серы, и скорость реакции оценивают, измеряя время от момента сливания растворов тиосульфата натрия и серной кислоты до появления суспензии серы.

Рассчитав относительную среднюю скорость реакции в трех экс-

периментах, строят график vотн = f (cH2S2O3 ) . Вы должны показать, что

зависимость vотн от концентрации тиосерной кислоты линейная, про- ходящая через начало координат.

В опыте 2 оценивают, как влияет концентрация реагентов на сме- щение равновесия реакции образования роданидного комплекса желе- за (III). Сокращенное ионное уравнение проводимой реакции должно сопровождаться написанием выражения константы равновесия.

Защита лабораторной работы включает программированный кон- троль и беседу с преподавателем, в ходе которой студент должен по- казать не только теоретические знания, подтвердив их своими экспе- риментальными данными, но и умение применить эти знания при решении аналогичных практических задач.

54

3.3. Вариант программированного контроля по теме «Скорость реакции»

1.В результате некоторой реакции в 1 ед. объема в 1 ед. времени об- разовалось 6,6 г диоксида углерода, в результате другой реакции при тех же условиях образовалось 8,0 г диоксида серы. Определите, какая из реакций – первая или вторая – идет с большей скоростью и почему.

2.Определите, во сколько раз увеличится скорость некоторой ре-

акции при нагревании реакционной смеси на 40 °С, если температур- ный коэффициент скорости реакции равен 2.

3. Равновесие реакции CO(г) + Cl2(г) COCl2(г) устанавливается

при концентрациях (моль/л): [CO] = 0,55; [Cl2] = 0,05; [COCl2] = 0,95.

Определите исходные концентрации монооксида углерода и хлора.

4.В сосуд объемом 6 л ввели 15 г водорода и 300 г газообразного иода. В момент равновесия концентрация образовавшегося иодово- дорода составила 0,3 моль/л. Вычислите константу равновесия.

5.Определите, для какой из приведенных ниже обратимых реак- ций смещение равновесия в сторону образования продуктов обеспе- чивается как повышением температуры, так и понижением давления:

Решения

1. Скорость химической реакции определяется изменением количе- ства вещества в единицу времени в единице объема. Для сравнения ско- ростей двух предлагаемых реакций достаточно рассчитать количества вещества образовавшихся в них диоксида углерода и диоксида серы:

М(CO2) = 44 г/моль, M(SO2) = 64 г/моль. n(CO2) = m(CO2)/M(CO2) = 6,6 : 44 = 0,15 моль; n(SO2) = m(SO2)/M(SO2) = 8 : 64 = 0,125 моль.

Количество вещества СО2, образовавшегося в единицу времени, в единице объема, больше, чем количество вещества SO2, следователь- но, первая реакция идет с большей скоростью.

55

2. Температурный коэффициент γ = 2, t = 40 °С, следовательно

т.е. скорость химической реакции увеличится в 16 раз.

3.Из уравнения реакции следует, что при взаимодействии 1 моль СО

и1 моль Сl2 образуется 1 моль СОCl2. Отсутствие информации о на- чальной концентрации COCl2 позволяет предположить, что исходная концентрация COCl2 равна нулю, следовательно, в единице объема к моменту установления равновесия образовалось 0,95 моль COCl2. Для этого было израсходовано 0,95 моль СО и 0,95 моль Cl2. Таким образом, исходные концентрации монооксида углерода и хлора равны:

c0(СО) = 0,55 + 0,95 = 1,5 моль/л; c0(Cl2) = 0,05 + 0,95 = 1,0 моль/л.

4.Составим уравнение протекающей реакции:

H2(г) + I2(г) 2HI(г).

Рассчитаем исходные молярные концентрации реагентов:

Из уравнения реакции следует, что 2 моль иодоводорода образу- ются, если в реакцию вступают по одному молю водорода и иода. Учитывая, что в 1 л системы к моменту равновесия образовалось 0,3 моль HI, вычислим с для H2 и I2. Расчет равновесных концен- траций реагентов удобнее всего представить в таблице:

Константу равновесия реакции образования иодоводорода можно вычислить, используя рассчитанные равновесные концентрации:

56

5. Выполняя это задание, следует для каждой реакции рассмот- реть, как повлияют на смещение равновесия повышение температу- ры и понижение давления.

В соответствии с принципом Ле Шателье при повышении темпе- ратуры равновесие всегда смещается в сторону эндотермической ре- акции ( Η > 0). Понижение давления смещает равновесие в сторону той реакции, в которой образуется большее число молей газообраз- ных продуктов (парциальные давления твердых веществ в газовой фазе практически постоянны). Если и в прямой, и в обратной реак- ции образуется одинаковое число молей газообразных продуктов, то такие реакции не откликаются на изменение давления в системе.

Смещение равновесия при повышении температуры: реакции а) – вправо; реакции б) – вправо; реакции в) – влево.

Смещение равновесия при понижении давления: реакции а) – вправо; равновесие реакции б) – не смещается; реакции в) – вправо.

Условию задания отвечает реакция а).

3.4. Примеры вопросов к защите лабораторной работы

1.Дайте определение скорости химической реакции. Назовите факторы, которые влияют на скорость химической реакции.

2.Сформулируйте закон действующих масс и правило Вант-Гоффа.

3.В лабораторной работе вы исследовали зависимость скорости химической реакции от концентрации. Одинаково или различно из- менение концентрации тиосерной кислоты в каждой из трех колб от момента начала реакции до момента остановки секундомера? Ответ поясните.

4.Определите, какой график отражает зависимость концентрации тиосерной кислоты от времени протекания реакции. Ответ поясните.

5. Объясните, как влияют на скорость химической реакции темпе- ратура и присутствие катализатора.

57

6.Сформулируйте принцип Ле Шателье. Объясните, почему и в какую сторону смещается равновесие обратимой химической реак- ции между хлоридом железа (III) и роданидом калия при добавлении хлорида калия.

7.Напишите выражение для константы равновесия следующих реакций:

а) СО(г) + Cl2(г) COCl2(г);

б) 2NO(г) + O2(г) 2NO2(г);

в) CO(г) + H2O(г) CO2(г) + H2(г);

г) CH3COOH(р-р) CH3COO–(р-р) + H+(р-р);

д) CaCO3(к) CaO(к) + CO2(г).

8. Определите, как повлияет изменение температуры и давления на равновесие в системе, где протекает обратимая реакция:

C(к) + CO2(г) 2CO(г), Η > 0.

9. Определите, как следует изменить температуру, давление и кон- центрацию СО в системе, где протекает обратимая реакция

2CO(г) + O2(г) 2CO2(г), Η < 0, чтобы сместить равновесие вправо.

10. Охарактеризуйте зависимость от температуры: а) константы скорости реакции; б) константы равновесия.

58

ГЛАВА 4. ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

Важнейшие понятия. Раствор как дисперсная система. Истин- ные растворы. Газообразные, жидкие и твердые растворы. Спосо- бы выражения концентрации растворов. Растворимость, влияние различных факторов на растворимость. Тепловые эффекты при растворении и зависимость растворимости от температуры. Не- насыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы. Закон Рауля и следствия из него.

Следует уметь. Выражать концентрацию растворенного веще- ства в растворе различными способами (массовая доля, молярная концентрация, нормальность, моляльность, молярная доля). Прово- дить вычисления масс и объемов веществ, необходимых для приго- товления раствора заданной концентрации. Определять темпера- туры кипения и кристаллизации растворов по их моляльности; оп- ределять давление насыщенного пара растворителя по молярной доле растворенного вещества. Проводить расчеты по уравнениям химических реакций с участием растворов.

Растворы играют важную роль как в научных исследованиях и технике, так и в быту.

Раствор − это дисперсная система, в которой частицы растворен- ного вещества (В) равномерно распределены в среде растворителя (А). В истинном растворе растворенное вещество в виде молекул, атомов или ионов равномерно распределено между молекулами, атомами или ионами растворителя.

Растворы бывают газообразными, жидкими и твердыми. Газооб- разным раствором является воздух. Морская вода – наиболее распро- страненный жидкий раствор различных солей и газов в воде. К твер- дым растворам относятся некоторые металлические сплавы.

Некоторые вещества смешиваются в любых соотношениях, обра- зуя растворы, например, серная кислота и вода: серная кислота неог- раниченно растворима в воде. Большинство веществ обладает огра- ниченной растворимостью в данном растворителе. Так, растворение твердых веществ в воде происходит обратимо вплоть до установле- ния равновесия. Раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называется насыщенным.

Растворимостью вещества называют концентрацию его насы- щенного раствора. Растворимость, как правило, существенно зависит от температуры, а для газов, растворяющихся в жидкости или твер- дом веществе, и от парциального давления газа.

59

По величине растворимости в воде (в граммах на 100 г H2O) при комнатной температуре вещества делят на растворимые, малорас-

творимые и практически нерастворимые, как это отражено в табли-

це растворимости солей, кислот и оснований в воде (приложение 10). Величины растворимости многих веществ в воде и других раство- рителях внесены в справочники [13–15]. Значения растворимости в воде при различных температурах для некоторых веществ представле- ны в приложении 5. С ростом температуры растворимость большинст-

ва солей увеличивается, а растворимость газов уменьшается.

Раствор, концентрация которого меньше растворимости, называ-

ется ненасыщенным.

Если же осторожно выпарить растворитель или изменить темпе- ратуру, то можно получить раствор, концентрация которого выше растворимости – пересыщенный раствор. Пересыщенный раствор нестабилен и механическое воздействие может привести к быстрому выделению из раствора избытка растворенного вещества.

Растворенное вещество оказывает воздействие на свойства рас- творителя. Закон Рауля и следствия из него количественно описы- вают изменение свойств растворителя в растворе по сравнению со свойствами чистого растворителя.

4.1. Как решать задачи по теме «Растворы»

Приготовление растворов

Количественная оценка содержания растворенного вещества в растворе называется концентрацией. Существуют несколько спосо- бов выражения концентрации растворов. Перечислим несколько наи- более важных.

Массовая доля (или процентная концентрация) w – масса раство- ренного вещества (г) в 100 г раствора:

w = mВ 100%,

mр-ра

где mB − масса растворенного вещества, г; mр-ра – масса раствора, г.

Например, если дан 20%-ный раствор едкого натра, то это означа- ет, что в 100 г раствора содержится 20 г едкого натра.

60