МУ к СР по НХ заочн

константе равновесия Kp отвечает соотношение:

Kp = [C]p[D]g/[A]m[B]n,

где [A], [B], [C], [D] - равновесные концентрации соответствующих веществ (моль/л);

m, n, p, g - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. Объем (в литрах) берется для всей системы в целом.

Принцип Ле Шателье: если изменить хотя бы одно из условий, определяющих состояние химического равновесия в данной системе, то в последней усиливается та из двух взаимно противоположных реакций, которая противодействует вносимому изменению. При этом равновесие смещается в сторону, определяемую усилившейся реакцией. В результате устанавливается новое равновесие, отвечающее новым условиям существования подвижной химической системы.

Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакций в равновесной системе

2SO2(г.) + O2(г.) ↔ 2SO3(г.),

при увеличении давления в 2 раза?

Обозначим исходные равновесные концентрации реагирующих веществ квадратными скобками [SO2], [O2], [SO3].

По закону действующих масс скорости прямой и обратной реакции до увеличения давления в системе были:

Vпр. = kпр.[SO2]2[O2],

Vобр. = kобр.[SO3]2.

Увеличение давления приводит к пропорциональному уменьшению объема системы, и соответственно, увеличению концентрации газообразных веществ в системе. Таким образом, двукратное увеличение давления в системе приводит к двукратно-

31

му же увеличению концентраций. Очевидно, что скорости как прямого, так и обратного процессов увеличатся. Если записать скорости реакции после увеличения давления, выражая концентрации веществ через исходные, получим следующие выражения:

V’пр. = kпр.(2[SO2])2(2[O2]) = kпр.22[SO2]2·2[O2] = = 8·kпр.[SO2]2[O2] = 8·Vпр.,

V’обр. = kобр.(2[SO3])2 = kобр.22[SO3]2 = = 4·kобр.[SO3]2 = 4·Vобр..

Таким образом, скорость прямой реакции увеличилась в 8 раз, а скорость обратной – в 4 раза.

Пример 2. Рассчитать, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если температуру понизить от 80 ºC до 50 ºC. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется приближенным (эмпирическим) правилом Вант-Гоффа:

	V (t2 )	t2 t1
		10		,
	V (t1 )

где t1 – начальная температура, t2 – конечная температура,

γ – температурный коэффициент скорости реакции. Подставляя заданные значения, получаем:

	V (t2 )	50 80		3 3	1	.
		3 10
	V (t )				27
	1

Таким образом, скорость реакции при охлаждении от 80 ºC до 50 ºC уменьшается в 27 раз.

32

Задания для самопроверки

1.Сформулируйте закон действия масс.

2.От каких факторов зависит константа скорости химической реакции?

3.Сформулируйте правило Вант-Гоффа.

4.Чем характеризуется состояние химического равновесия? Какие величины, характеризующие прямую и обратную реакции при химическом равновесии, равны друг другу?

5.Приведите примеры обратимых и необратимых процес-

сов.

6.Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции при уменьшение температуры на 40°, если температурный коэффициент данной реакции равен 3.

7.Предскажите в соответствии с принципом Ле Шателье смещение равновесия при изменении температуры и давления в следующих реакциях:

а) CO2 + CaCO3 + H2O(пар) ↔ Ca(HCO3)2 - Q б) NH3 + H2O ↔ NH4OH + Q.

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИЙ РАСТВОРОВ

Изучение темы "растворы" студент начинает с того, что сначала изучает материал по учебному пособию. В процессе работы с учебником следует усвоить следующие основные понятия данного раздела курса:

Какие системы называются растворами?

Водные растворы и их значение в технике.

Взаимодействие веществ в растворах.

Что такое электролитическая диссоциация и какова роль растворителя в процессе электролитической диссоциации?

33

Что называется степенью электролитической диссоциации? Как она зависит от температуры?

Что такое константа диссоциации? От каких факторов она зависит? Какова зависимость между степенью диссоциации и константой диссоциации?

Что называется ионным произведением воды и чему оно равно?

Что такое водородный и гидроксидный показатели?

Какими величинами рН характеризуются: нейтральная, кислая и щелочная среда? Как рассчитать рН растворов сильных и слабых кислот и оснований?

Для растворов большое практическое значение имеет понятие концентрации. Концентрацией называется способ выражения состава раствора. Состав можно выразить либо безразмерными величинами, такими как массовая доля (процентная концентрация), мольная доля, либо величинами, имеющими размерность, такими как молярность, нормальность.

При химических расчетах наиболее часто используются следующие три способа выражения концентрации:

процентная концентрация (С%) – показывает, сколько грамм растворенного вещества содержится в 100 г раствора;

молярная концентрация (СM) – показывает, сколько моль вещества содержится в 1 л раствора;

нормальная концентрация (Сн.) – показывает, сколько моль эквивалентов содержится в 1 л раствора.

Моляльная концентрация (Сm) – показывает, сколько моль вещества содержится в 1 кг растворителя.

Титр вещества (T) – показывает, сколько грамм вещества содержится в 1 мл раствора.

Для практических целей нередко приходится решать задачи, связанные с переходом от одного способа выражения концентрации к другому. Для этого во многих случаях необходимо использовать понятие плотности раствора:

34

d ( раствор) m(раствор) .

V (раствор)

Наиболее часто используемые единицы измерения – г/мл, кг/л.

Для конкретных расчетов требуется вспомнить, что количество вещества (п) и масса вещества (т) связаны между собой при помощи молярной массы вещества (М), а количество эквивалентов вещества (пэкв) и масса вещества связаны между собою с помощью молярной массы эквивалента (Мэкв):

n	m	и nэкв	m	.
	M
			M экв.

Для реакций нейтрализации молярная масса эквивалента находится делением молярной массы вещества на:

I.число атомов водорода, если вещество – кислота;

II.число групп ОН– , если вещество – основание;

III. число атомов металла умноженное на степень окисления металла, если вещество – соль.

Мэкв (Н3РО4) = М(Н3РО4) / 3 = 32,7 г/моль;

Mэкв(NaОH) = M(NaOH) / 1 = 40 г/моль;

Mэкв(Al2(SO4)3) = M(A12(SO4)3) / (2 · 3) = 57 г/моль.

Пример 1. Найти молярную концентрацию 10% раствора глюкозы С6H12O6, если плотность раствора d = 1,12 г/см3 (г/мл).

Перепишем условие так, чтобы было ясно, какое количество глюкозы нам дано:

По условию задачи 10 г С6H12O6 содержится в 100 г раствора. Требуется найти, сколько моль содержится в 1 л раствора

(1000 мл).

Используя плотность раствора, рассчитаем, сколько весят

1000 мл:

m(раствор) = d(раствор) · V(раствор) = 1120 г.

35

Используя молярную массу глюкозы, которую можно определить по таблице элементов, найдем количество вещества, содержащееся в 100 г раствора:

М(С6Н12О6) = (6·12 + 12·1 + 6·16) г/моль = 180 г/моль,

n(С6Н12О6) = m(С6Н12О6) / M(С6Н12О6) = 10 / 180 =

= 0,056 моль

Далее составляем пропорцию:

В100 г раствора содержится 0,056 моль глюкозы,

В1120 г раствора содержится х моль глюкозы.

1120100 0,056х .

х = 0,627 моль.

Таким образом, молярная концентрация 10% раствора глюкозы СM(С6Н12О6) = 0,627 моль/л.

Пример 2. Найти процентную и эквивалентную концентрации 0,5М раствора серной кислоты H2SO4, если плотность раствора d = 1,02 г/см .

СM(H2SO4) = 0,5M означает, что в литре раствора содержится 0,5 моль серной кислоты.

Определение процентной концентрации по известной молярной является задачей, обратной по отношению к примеру 1.

Найдем массу 1 л раствора:

m(раствор) = d(раствор) · V(раствор) = 1020 г.

Используя молярную массу серной кислоты, найдем массу серной кислоты, содержащейся в 1 л раствора:

M(H2SO4) = (2·1 + 1·32 + 4·16) г/моль = 98 г/моль,

m(H2SO4) = n (H2SO4)· M(H2SO4) = 49 г.

36

Далее составляем пропорцию:

В1020 г раствора содержится 49 г H2SO4,

В100 г раствора содержится х г H2SO4.

1020100 49x .

х = 4,8 г (содержится в 100 г раствора).

Таким образом, процентная концентрация 0,5М раствора сер-

ной кислоты C%(H2SO4) = 4,8%.

Найдем нормальную концентрацию данного раствора. Для этого необходимо найти число моль эквивалентов серной кислоты, содержащееся в 1 л раствора. Так как масса серной кислоты, содержащаяся в 1 л раствора, найдена ранее (m(H2SO4) = 49 г), можно воспользоваться формулой, выражающей пэкв через массу:

Mэкв(H2SO4) = M(H2SO4) / 2 = 49 г/моль,

nэкв (H2SO4) = m(H2SO4) / Mэкв (H2SO4) = 1 моль.

Таким образом, нормальная концентрация раствора серной кислоты Cн.(H2SO4) = 1н.

Задание для самопроверки

По исходным данным табл. 1 выразить (рассчитав) следующие виды концентраций:

a) процентную концентрацию (С%); б) молярную концентрацию (СM); в) моляльную концентрацию (Сm); г) титр (Т).

37

Таблица 1

	номер	m(H2O),	m(в-ва),	d(р-ра),	раство-
					ренное
	задания	г	г	г/см3
					вещество
	1	270	30	1,10	Cr2(SO4)3
	2	250	20	1,08	CaCl2
	3	200	25	1,05	Na3PO4
	4	75	15	1,15	Al(NO3)3
	5	130	20	1,22	FeSO4

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролизом солей называют реакции ионного обмена между молекулами растворенной соли и молекулами воды с образованием слабого электролита (т.е. молекул или ионов слабого электролита).

Студентам рекомендуется основательно проработать по учебным пособиям соответствующие параграфы и приобрести навыки для записи процессов гидролиза солей по шагам:

1.Составить уравнение электролитической диссоциации соли.

2.Определить, по какому из ионов идет гидролиз соли. Гидролиз идет по иону, образованному из слабого электролита. Список сильных кислот и оснований приведен выше (см. раздел "Кислоты и основания").

3.Написать для выбранного иона уравнение взаимодействия с одной молекулой воды. Данное уравнение и будет главной записью гидролиза соли – сокращенным ионным уравнением гидролиза. Уравнение демонстрирует наступившее в растворе равновесие и характеризуется собственной константой

равновесия – константой гидролиза (КГ.). На этом этапе воз-

38

можно определить характер среды, возникающей в растворе

– создается: либо кислая, либо щелочная реакция среды. В случае, когда соль образована слабой кислотой и слабым основанием, реакция среды будет близкой к нейтральной (т.е. pН ≈ 7).

4.Написать уравнение гидролиза в молекулярном виде. При этом за основу берется ионное уравнение, а для составления молекул используются ионы противоположного знака (противоионы) из уравнения диссоциации соли (см. шаг 1).

Пример. Составить уравнение гидролиза хлорида меди (II).

1.Диссоциация соли: CuCl2 = Cu2+ + 2Cl–.

2.Известно, что катиону Cu2+ соответствует слабое основание, а иону Cl– – сильная кислота. Таким образом, гидролиз идет по катиону.

3.Уравнение гидролиза: Cu2+ + HOH ↔ (CuOH)+ + H+. Закономерно, что положительный катион Cu2+ притягивает к себе из молекулы воды отрицательную частицу OH– и образуется составной катион с зарядом +1. Связывание катионом Cu2+ частиц OH– приводит к накоплению в растворе избытка ионов H+ и, следовательно, в результате гидролиза в растворе создается кислая среда.

Осталось записать выражение для константы гидролиза:

KГ .		[(CuOH ) ] [H ]	.
		[Cu2 ]

4.При составлении уравнения в молекулярной форме, надо увидеть, что всем положительным ионам соответствуют

имеющиеся в растворе в свободном виде отрицательные ионы Cl–. С учетом зарядов ионов составляем электронейтральные молекулы и подбираем коэффициенты:

CuCl2 + HOH ↔ Cu(OH)Cl + HCl.

39

Задание для самопроверки

Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза следующих солей: хлорида алюминия, сульфида калия, хлорида цинка, нитрата никеля (II), гипохлорита натрия, а также напишите выражения для констант гидролиза.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Комплексными соединениями называются соединения высшего порядка, в которых имеется хотя бы одна ковалентная связь образованная по донорно-акцепторному механизму. В комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Внутренняя сфера включает центральный атом - комплексообразователь - и координирующиеся вокруг него ионы и молекулы, называемые лигандами (аддендами). Внутреннюю сферу комплекса при написании формулы заключают в квадратные скобки. Как правило, комплексообразователями являются катионы металлов, особенно переходных. Из неметаллов центральным атомом служат чаще всего B, P, Si, As. Лиганды представляют собой анионы или молекулы неорганической или органической природы. Комплексообразователь - обычно акцептор, а лиганды - доноры электронных пар, при образовании комплекса между ними возникает связь по донорноакцепторному механизму.

Число лигандов, координированных центральным атомом, - координационное число (к.ч.) - обычно превышает его степень окисления. Наиболее часто встречаются комплексы с к.ч. = 6, 4 или 2. Число координационных мест, которые занимает лиганд во внутренней сфере, называется емкостью лиганда (или дентатностью). Например, в комплексном ионе [Со(NH3)4CO3]+ ко-

40