Направление самопроизвольных процессов

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре идет в обратном направлении, т.е. с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), уменьшению Н, с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением температуры, вторая растет с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.

Энтропия (S), так же как и внутренняя энергия (U), энтальпия (H), объем(V) и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении систем суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т. п. – ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (DS) зависит только от начального (S₁) и конечного(S₂) состояния и не зависит от пути процесса DS = S₂ – S₁.

Если S₂ > S₁ , то DS > 0.

Если S₂ < S_{1 ,} то DS < 0.

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка »TDS . Энтропия выражается в Дж/моль×град. Таким образом, дви­жущая сила процесса складывается из двух сил: стремление к упорядочению (Н) и стремление к беспорядку (TS). При p = const и Т = const общую движущую силу процесса, которую обозначают DG , можно найти из соотношения

DG =(Н₂ – Н₁) – (TS₂ – TS₁) = DH – TDS;

DG = DH – TDS.

Величина G называется изобарно- изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль G потенциала или DG , которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому

DG _x.р.= SDG –SDG .

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сто­рону уменьшения любого потенциала и, в частности, в сторону уменьшения DG., Если DG < 0, процесс принци­пиально осуществим, если DG > 0 – процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше DG , тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем даль­ше он от состояния равновесия, при котором DG = 0 и DH = TDS .

Из соотношения DG = DH – TDS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых DH > 0 (эндотермические). Это возможно, когда DS > 0, но | TDS | > |DH |, и тогда DG < 0. С другой стороны, экзотермические реакции (DH < 0) самопроизвольно не протекают, если при DS < 0 окажется, что DG > 0.

Таблица 2

Стандартные изобарные потенциалы образования

DG⁰₂₉₈ некоторых веществ

Вещество	Состояние	DG0298, кДж/моль	Вещество	Состояние	DG0298, кДж/моль
ВаCO3	к	–1138,8	FeO	к	–244,3
СаCO3	к	–1128,37	H2O	ж	–237,19
Fe3О4	к	–1014,2	H2O	г	–228,59
ВеCO3	к	–944,75	CO	г	–137,27
СаO	к	–604,2	CH4	г	–50,79
ВeO	к	–581,61	NO2	г	+51,84
ВаO	к	–528,4	NO	г	+86,69
CO2	г	–394,38	C2H2	г	+209,20

Пример 1. Что имеет большую энтропию: 1 моль кристаллического вещества или 1 моль его паров при той же температуре?

Решение. Энтропия есть мера неупорядоченного состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) имеют упорядоченное расположение и могут находиться лишь в некоторых точках пространства, а для газа таких ограничений нет. 1 моль газа имеет гораздо больший объем, чем 1 моль кристалла, и возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия моля паров вещества больше энтропии моля его кристаллов при одинаковой температуре.

Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекай при стандартных условиях в системе

СН_4(г) + СО_2(г) ⇄ 2СО_(г) +2Н_2(г);

Решение. Для ответа на вопрос следует вычислить DG⁰₂₉₈ прямой реакции. Значения DG⁰₂₉₈ соответствую­щих веществ даны в табл. 2. Зная, что DG есть функция состояния и что DG для простых веществ, находящихся в агрегатных состояниях, устойчивых при стандартных условиях, равны нулю, находим DG⁰₂₉₈ процесса:

DG⁰₂₉₈ = 2(–137,27) + 2 (0) – (–50.79 – 394,38) = +170,63 кДж.

То, что DG⁰₂₉₈ > 0, указывает на невозможность само­произвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и равенстве давлений взятых газов 101,3 кПа.

Таблица 3

Стандартные абсолютные энтропии S⁰₂₉₈ некоторых веществ

Вещество	Состояние	S0298, Дж/моль×К	Вещество	Состояние	S0298, Дж/моль×К
C	Алмаз	2,44	NH3	г	192,50
С	Графит	5,69	CO	г	197,91
S	Ромб.	31,9	C2H2	г	200,82
FeO	к	54,0	O2	г	205,03
H2O	ж	69,94	H2S	г	205,64
NH4Cl	к	94,5	NO	г	210,20
CH3OН	ж	126,8	CO2	г	213,65
H2	г	130,59	C2H4	г	219,45
Fe3O4	к	146,4	Cl2	г	222,95
CH4	г	186,19	NO2	г	240,46
HCl	г	186,68	PCl3	г	311,66
H2O	г	188,72	PCl5	г	352,71
N2	г	191,49

Пример 3. На основании стандартных теплот образования (табл. 1) и абсолютных стандартных энтропий веществ (табл. 3) вычислите DG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению: .

СО_(г) + Н₂О_(ж) = СО_2(г) + Н_2(г)

Решение. DG° = DH° – TDS°; DH и DS – функции состояния, поэтому:

DН°_х..р.= SDН°_прод–SDН°_исх ; DS°_.х.р.= SS°_прод–SS°_исх .

DН°_х.р.= (–393,51 + 0) – (–110,52 – 285,84) = + 2,85кДж;

DS°_х.р.= (213,65 + 130,59) – (197,91 + 69,94) = + 76,39 =0,07639кДж/моль×град;

DG° = + 2,85 – 298(0,07639) =–19,91 кДж

Пример 4. Восстановление Fe₂О₃ водородом протекает по уравнению:

Fe₂О_3(к) + ЗН_2(г) = 2Fe_(к) + ЗН₂O_(г); DН =.+96,61 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии DS = 0,1387 кДж/моль×К? При какой температуре начнется восстановлениеFe₂О₃ ?

Решение. Вычисляем DG° реакции: DG = DH – TDS = 96,61 – 298(0,1387) = +55,28 кДж. Так как DG > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой DG = 0:

DH = TDS ; T = DH/DS = 96,61/0,1387= 696,5 К.

Следовательно, при температуре » 696,5° К начнется реакция восстановления Fe₂О₃ . Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

81. Теплоты образования DН°₂₉₈ оксида и диоксида азота соответственно равны +90,37 кДж и +33,85 кДж. Определите DS°₂₉₈ и DG°₂₉₈ для реакций получения NO и NO₂ из простых веществ. Можно ли получить эти оксиды при стандартных условиях? Какой из оксидов образуется при высокой температуре? Почему?

Ответ: +11,94 Дж/моль×К; –60,315 Дж/моль×К; +86,81 кДж; +51,82 кДж.

82.При какой температуре наступит равновесие системы 4НСl_(г)+О_2(г) ⇄ 2H₂О_(г) + 2Cl_2(г); DН = –114,42 кДж? Что в этой системе является более сильным окислителем: хлор или кислород и при каких температурах?

Ответ; 891 К.

83.Восстановление Fe₃О₄ оксидом углерода идет по уравнению Fe₃О_4(к) + СО_(г) = 3FeO_(к) + СО_2(г). Вычислите DG°₂₉₈ и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно DS°₂₉₈ в этом процессе?

Ответ:+24,19 кДж; +31,34 Дж/моль×К .

84. Реакция горения ацетилена идет по уравнению

С₂Н_2(г) = ⁵/₂О_2(г) = 2СО_2(г) + Н₂О_(ж)

Вычислите DG°₂₉₈ и DS°₂₉₈ объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции.

Ответ: –1235,15 кДж; –216,15 Дж/моль×К.

85.Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите DS°₂₉₈ для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.

Ответ: а) 118,78 Дж/моль×К; б) –3,25 Дж/моль×К.

86.Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция, протекающая до уравнению:

Н_2(г) + СО_2(г) = СО_(г) + Н₂О_(ж); DН = –2,85 кДж.

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите DG⁰₂₉₈ этой реакции.

Ответ: +19,91 кДж.

87.Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:

2NO_(г) + O_2(г) ⇄ 2NO_2(г)

Ответ мотивируйте, вычислив DG⁰₂₉₈ прямой реакции.

Ответ:–69,70 кДж.

88.Исходя из значений стандартных теплот образований и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите DG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

NH_3(г) + HCI_(г) = NH₄Cl_(к)

Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?

Ответ:–92,08 кДж.

89. При какой температуре наступит равновесие системы

СО_(г) + 2H_2(г) = СН₃ОН_(ж); DН = –128,05 кДж?

Ответ: » 385,5 К.

90.Эндотермическая реакция взаимодействия метана с диоксидом углерода протекает по уравнению:

СН_4(г) + СО_2(г) = 2СО_(г) + 2Н_2(г); DН=+247,37 кДж.

При какой температуре начнется эта реакция?

Ответ: » 961,9 К.

91. Определите DG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

4NH_3(г) + 5O_2(г) = 4NO_(г) +6Н₂О_(г)

Вычисления сделайте на оснований стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий cоответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: –957,77 кДж.

92. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите DG°₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

СО_2(г) + 4Н_2(г) = СН_4(г) + 2Н₂О_(ж)

Возможна ли такая реакция при стандартных условиях?

Ответ:–130,89 кДж.

93. Вычислите изменение энтропии в результате реакции образования аммиака из азота и водорода. При расчете можно исходить из S°₂₉₈ соответствующих газов, так как DS с изменением температуры изменяется незна­чительно. Чем можно объяснить отрицательные значения DS?

Ответ: –198,26 кДж/моль×K.

94. Какие из карбонатов: BeCO₃ , СаСО₃ или BàCO₃ – можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО₂? Какая реакция идет наиболее энергичнее? Вывод сделайте, вычислив DG°₂₉₈ реакций.

Ответ: +31,24 кДж; –130,17 кДж; –216,02 кДж.

95. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите DG°₂₉₈ реакций, протекающей по уравнению

СО_(г) + ЗН_2(г) = СН_4(г) + Н₂О_(г)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ:–142,16 кДж.

96. Образование сероводорода из простых веществ протекает по уравнению

Н_2(г) +S_ромб =H₂S_(г); DН=–20,15 кДж.

Исходя из значений S°₂₉₈ соответствующих веществ определите DS°₂₉₈ и DG°₂₉₈ для этой реакции.

Ответ: +43,15 Дж/моль×K; –33,01 кДж.

97.На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите DG°₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

С₂Н_4(г) + 3О_2(г) = 2СО_2(г) + 2Н₂О_(ж)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях ?

Ответ: –1331,21 кДж

98.Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe₃O₄ , протекающая по уравнению

Fe₃O_4(к) + CO_(г) = 3FeO_(к) + CO_2(г); DH = +34,55 кДж.

Ответ: 1102,4 К.

99.Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающих по уравнениям:

PCl_5(г) = PCl_3(г) + Cl_2(г); DH = +92,59 кДж.

Ответ: 509 К.

100.Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям

2СН_4(г) = С₂Н_2(г) + 3Н_2(г)

N_2(г) + 3Н_2(г) = 2NН_3(г)

С_графит + О_2(г) = СО_2(г)

Почему в этих реакциях DS°₂₉₈ > 0; < 0; @ 0?

Ответ: 220,21 Дж/моль×K; –198,26 Дж/моль×K; 2,93 кДж/моль×K.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

Кинетика - учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакции. Критерием принципиальной осуществимости реакции является неравенство DG_р,Т < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, (DG⁰₂₉₈)Н₂О_(г)= –228,59 кДж/моль×K, (DG⁰₂₉₈)АlI_3(к)= –313,8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и р = 1 атм возможны реакции, идущие по уравнениям:

Н_2(г) + ½О_2(г) = Н₂О_(г) (1)

2Al_(к) + 3I_2(к) = 2AlI_3(к) (2)

Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический “тормоз”, и тогда проявляется термодинамическая природа вещества. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых – концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.

Пример 1.Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO_2(г)+О_2(г) = 2SO_3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентраций реагирующих веществ: [SO₂] = a, [O₂] = b, [SO₃] = с, Согласно закону действия масс скорости (V) прямой и обратной реакции до изменения объема

V_пр = Ка²b;

V_обр = K₁c².

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO₂] = 3a, [O₂] = 3b, [SO₃] = 3с. При новых концентрациях скорости (V^/) прямой и обратной реакции:

V ^/_пр = К(3а)²(3b) = 27Ka²b;

V ^/_обр = К₁(3с)² = 9 К₁с².

Отсюда

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в 9 раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования серного ангидрида.

Пример 2.Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 °С до 70 °С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант – Гоффа по формуле:

Следовательно, скорость реакции (V_t2), протекающей при температуре 70°С, увеличилась по сравнение со скоростью реакции (V_t1), протекающей при температуре 30°С, в 16 раз.

Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы

СO_(г) + H₂O_(г) ⇄ CO_{2 (г)} + H_2(г)

при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]_исх = 3 моль/л, [Н₂О]_исх = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей есть величина постоянная и называется константой равновесия данной системы:

V_пр=К₁[CO][H₂O];

V_обр=К₂[CO₂][H₂];

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К_равн входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация [СО₂]_равн = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л.) СО и Н₂О расходуется для образования по х молей СО₂ и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ будут:

[CO]_равн = [Н₂]_равн= х моль/л;

[CO]_равн = (3 – х) моль/л;

[Н₂О]_равн = (2 – х) моль/л.

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем и исходные концентрации всех веществ:

1 = x²/(3 – x)(2 – x)

х² = 6 – 2х – 3х + х²; 5х = 6, х = 1,2 моль/л.

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО₂]_равн = 1,2 моль/л;

[Н₂]_равн = 1,2 моль/л;

[СО]_равн = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

[Н₂О]_равн = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.

Пример 4.Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению

РСI_5(г) ⇄ РСI_3(г) + CI_2(г); ∆H = +92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения РСI₅ ?

Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения РСI₅ эндотермическая (∆H > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение РСI₅ ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РСI₅, так и уменьшением концентрации РСI₃ или СI₂.

101. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:

а) S_(к) + О_2(г) = SO_2(г); б) 2SO_2(г) + O_2(г) = 2SO_3(г). Как изменяются скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в 4 раза?

102. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃. Как изменится скорость прямой реакции – образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в 3 раза?

123. Реакция идет по уравнению N₂ + О₂ ⇄ 2NО. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: [N₂] = 0,049 моль/л; [O₂] = 0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] стала равной 0,005 моль/л.

Ответ: [N₂] = 0,0465 моль/л; [O₂] = 0,0075 моль/л.

104. Реакция идет по уравнению N₂ + 3H₂ = 2NH₃. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N₂] = 0,80 моль/л; [H₂] = 1,5 моль/л; [NH₃] = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N₂] стала равной 0,50 моль/л.

Ответ: [NH₃] = 0,70 моль/л; [H₂] = 0,60 моль/л.

105. Реакция идет по уравнению Н₂ + I₂ = 2HI. Константа скорости этой реакции при 508 °С равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ были: [H₂] = 0,04 моль/л; [I₂] = 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и скорость ее, когда [H₂] стала равной 0,03 моль/л.

Ответ: 3,2 10^–4; 1,92 10^–4.

106.Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80°С. Температурный коэффициент скорости реакции равен трем.

107.Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60 град, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен двум?

108.Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 30 град, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен трем?

109.Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃. Как изменится скорость прямой реакции – образования серного ангидрида, если увеличить концентрацию SO₂ в 3 раза?

110.Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы СН₄ + СО ⇄ 2Н₂. Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход водорода? Прямая реакция – образования водорода эндотермическая.

111.Реакция идет по уравнению 2NO + O₂ = 2NO₂. Концентрации исходных веществ были: [NO] = 0,03 моль/л; [O₂] = 0,05 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию кислорода до 0,10 моль/л и концентрацию NO до 0,06 моль/л?

112.Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы: СО₂ + С = 2СО. Как изменится скорость прямой реакции – образования СО, если концентрацию СО₂ уменьшить в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?

113.Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы С + Н₂О_(г) ⇄ СО + Н₂. Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции – образования водяных паров?

114.Равновесие гомогенной системы 4НСI_(г) + О_2(г) ⇄ 2Н₂О_(г) +2СI_2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н₂О] = 0,14 моль/л; [CI] = 0,14 моль/л; [HCI₂] = 0,20 моль/л; [O₂] = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлористого водорода и кислорода.

Ответ: [HCI]_исх = 0,48 моль/л; [O₂]_исх = 0,39 моль/л.

115.Вычислите константу равновесия для гомогенной системы СО_(г) + Н₂О_(г) ⇄ СО_2(г) + Н_2(г), если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CО] = 0,004 моль/л; [Н₂О] = 0,064 моль/л; [CО₂] = 0,016 моль/л; [Н₂] = 0,016 моль/л.

Ответ: К = 1.

116.Константа равновесия гомогенной системы СО_(г) + Н₂О_(г)⇄ CO_2(г) + Н_2(г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации; [CО] = 0,10 моль/л; [Н₂О] = 0,40 моль/л.

Ответ: [CО₂] = [Н₂] = 0,08 моль/л; [CО] = 0,02 моль/л; [Н₂О] = 0,32 моль/л.

117.Константа равновесия гомогенной системы N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ при температуре 400°С равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны: 0,2 моль/л и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота.

Ответ: 8 моль/л; 8,04 моль/л.

118. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO + O₂ ⇄ 2NO₂ установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] = 0,2 моль/л; [O₂] = 0,1 моль/л; [NO₂] = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NO и O_2.

Ответ: К = 2,5: [NO] = 0,3 моль/л; [O₂] = 0,15 моль/л.

119. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N₂ + H₂ ⇄ 2NH₃ и не смещается равновесие системы N₂ + O₂ ⇄ 2NO? Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

120. Исходные концентрации NО и CI₂ и в гомогенной системе 2NO + CI₂ ⇄ 2NOCI составляют соответственно: 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20 % NO.

Ответ: 0,416

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА

Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащегося в определенном весовом или объемном количестве раствора или растворителя,

Пример 1. Массовая доля растворенного вещества,

Определите массовую долю (%) хлорида калия в растворе, содержащем 0,053 кг КС1 в 0,5 л раствора, плотность которого 1,063 г/см³.

Решение. Массовая доля w показывает, сколько единиц массы растворенного вещества содержится в 100 единицах массы раствора. Массовая доля – безразмерная величина, ее выражают в долях единицы или процентах:

где w - массовая доля (%) растворенного вещества; m₁ – масса растворенного вещества, г; m – масса раствора, г.

Масса раствора равна произведению объема раствора V на его плотность r:

m = rV, тогда

ω = (m₁/rV)100%

Массовая доля хлорида калия в растворе равна:

Пример 2. Молярная концентрация раствора.

Какова масса КОН, содержащегося в 0,2 л раствора, если молярная концентрация раствора 0,4 моль/л?

Решение. Молярная концентрация или молярность (С_м) раствора показывает количество молей растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора.

Молярную концентрацию (моль/л) выражают формулой

С_м = m₁/M×V,

где m₁ – масса растворенного вещества, г; М – молярная масса растворенного вещество, г/моль; V – объем раствора, л.

М(КОН) = 56,1 г/моль. Масса КОН содержащегося в растворе, равна m = M×V;×C_M = 56,1×0,2×0,4 = 4,5 моль/л.

Пример 3. Молярная концентрация эквивалента (С_н) или нормальная концентрация.

Определите молярную концентрацию эквивалента хлорида алюминия, если в 0,5 л раствора содержится 33,33 г AlCI₃.

Решение. Молярная концентрация эквивалента (нормальность раствора) показывает число молярных масс эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора (моль/л).

С_Н = m₁/V×Э,

где m₁ – масса растворенного вещества, г; Э – молярная масса эквивалента растворенного вещества, г/моль; V – объем раствора, л.

Молярная масса эквивалента равна

Э = М(AlCI₃)/3 = 133,33/3 = 44,44 г/моль.

Молярная концентрация эквивалента раствора AlCI₃ равна

С_Н = 33,33/44,44×0,5 = 1,5 моль/л.

Пример 4. Моляльность раствора

Определите моляльную концентрацию раствора Н₃РО₄, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см³ воды.

Решение. Моляльность раствора (С_m) показывает количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.

Массу Н₃РО₄ в 1000 г растворителя находим из соотношения

х = (1000×18)/282 = 63,83 г.

Молярная масса Н₃РО₄ равна 97,99 г, отсюда

С_m = 63,83/97,99 = 0,65 м.

Пример 5. Титр раствора (Т)

Определите титр 0,01 н раствора NaOH.

Решение. Титр раствора показывает массу (г) растворенного вещества, содержащегося в 1 мл раствора. В 1л 0,01 Н раствора NaOH содержится 0,40 г NaOH. Титр этого раствора равен:

Т = 0,40/1000 = 0,0004 г/мл.

Пример 6. На нейтрализацию 50 см³ раствора кислоты из расходовано 25 см³ 0,5 н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?

Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях объемы раствора реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т.е.: V₁/V₂ = C_H2/C_H1, или V₁×C_H1= V₂C_H2, 50×C_H1 = 25×0,5 откуда С_Н2 = 25×0,5/50=0,25 н.

Пример 7. К 1 л 10%-ного раствора КОН (плотность 1,092 г/см³) прибавили 0,5 л 5%-ного раствора КОН (плотность 1,045 г/см³). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Решение. Масса одного литра 10 %-ного раствора КОН 1092 г. В этом растворе содержится

1092×10/100 = 109,2 г КОН

Масса 0,5 л 5%-ного раствора 1045×0,5 = 522,5 г. В этом растворе содержится

522,5×5/100 = 25,125 г КОН.

В общем объеме полученного раствора (2 л) масса КОН составляет 109,2 + 26,125 = 135,325 г. Отсюда молярность этого раствора С_М = 135,325/2×56,1 = 1,2 М, где 56,1 – молекулярный вес КОН.

Пример 8. Какой объем 96%-ной кислоты, плотность которой 1,84 г/см³, потребуется для приготовления 3 л 0,4 н раствора?

Решение. Эквивалент Н₂SO₄ = M/2 = 98,08/2 = 49,04. Для приготовления 3 л 0,4 н раствора требуется 49,04×0,4×3 = 58,848 г Н₂SO₄. Масса 1 см³ 96%-ной кислоты 1,84 г. В этом растворе содержится

1,84×96/100 = 1,766 г H₂SO₄

Следовательно для приготовления 3 л 0,4 н раствора надо взять 58,848 : 1,7660 = 33,32 см³ этой кислоты.

121. Вычислите молярную и нормальную концентрации 20%-ного раствора хлорида кальция, плотность которого 1,178 г/см³.

Ответ:2,1 М; 4,2 н.

122. Чему равна нормальность 30%-ного раствора NaOH, плотность которого 1,328 г/см³?. К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Вычислите массовую долю NaOH концентрации полученного раствора.

Ответ: 9,96 н.; 6,3%.

123. К 3 литрам 10%-ного раствора НNO₃ , плотность которого 1,054 г/см³ , прибавили 5 л 2%-ного раствора той же кислоты с плотностью 1,009 г/см³. Вычислите массовую долю НNO₃ и молярную концентрацию полученного раствора, если считать, что его объем равен 8 л.

Ответ: 5,0 %; 0,82 М.

124.Вычислите нормальную и моляльную концентрации 20,8%-ного раствора НNO₃ плотность которого 1,12 г/см³. Сколько граммов кислоты содержится 4 л этого раствора?

Ответ: 3,70 н.; 4,17, 931,8 г.

125.Вычислите молярную, нормальную и моляльную концентрации 16%-ного раствора хлорида алюминия плотность которого 1,149 г/см³.

Ответ: 1,38 М; 4,14 н.; 1,43 м.

126.Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см³ 0,3 н раствора Н₂SO₄ прибавить 125 см³ 0,2 н раствора КОН?

Ответ: 0,14 г КОН.

127.Для осаждения в виде AgCI всего серебра, содержащегося в 100 см³ раствора AgNO₃ , потребовалось 50 см³ 0,2 н раствора НCI. Чему равна нормальность раствора AgNO₃ ? Сколько граммов AgCI выпало в осадок?

Ответ: 0,1 н; 1,433 г.

128.Какой объем 20,01%-ного раствора HCI (плотность 1,100 г/см³) требуется для приготовления 1 л 10,17%-ного раствора (плотность 1,050 г/см³)?

Ответ: 485,38 см³.

129.Смешали 10 см³ 10 %-ного раствора HNO₃ (плотность 1,056 г/см³) и 100 см³ 30%-ного раствора HNO₃ (плотность 1,184 г/см³). Вычислите массовую долю НNO₃ в полученном растворе.

Ответ: 28,38%

130.Какой объем 50%-ного раствора КОН (плотность 1,538 г/см³) требуется для приготовления 3 л 6%-ного раствора (плотность 1,048 г/см³)?

Ответ: 245,5 г/см³.

131.Какой объем 10%-ного раствора карбоната натрия Na₂CO₃ (плотность 1,105 г/см³) требуется для приготовления 5 л 2%-ного раствора (плотность 1,02 г/см³)?

Ответ: 923,1 см³.

132.На нейтрализацию 31 см³ 0,16 н раствора щелочи требуется 217 см³ раствора H₂SO₄ . Чему равны нормальность и титр раствора H₂SO₄?

Ответ:0,023 н; 1,127×10^-3 г/см³.

133.Какой объем 0,3 н раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NaOH в 40 см³?

Ответ: 26,6 см³.

134.На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,4 г КОН, требуется 50 см³ раствора кислоты. Вычислить нормальность раствора кислоты.

Ответ: 0,53 н.

135.Сколько граммов НNO₃ содержалось в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см³ 0,4 н раствора NaOH? Чему равен титр раствора.

Ответ: 0,882 г, 0,016 г/см³.

136.Сколько граммов NaNO₃ нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить 20%-ный раствор?

Ответ: 100 г.

137.Смешали 300 г 20%-ного раствора и 500 г 40%-ного раствора NaCI. Чему равна массовая доля NaCl в полученном растворе?

Ответ: 32,5%.

138.Смешали 247 г 62%-ного и 145 г 18%-ного раствора серной кислоты. Какова массовая доля H₂SO₄ в растворе после смешения?

Ответ: 45,72%.

139.Из 700 г 60%-ной серной кислоты выпариванием удалили 200 г воды. Чему равна массовая доля H₂SO₄ в оставшемся растворе?

Ответ: 84%.

140.Из 19 кг 20%-ного раствора при охлаждении выделялось 400 г соли. Чему равна массовая доля соли в охлажденном растворе?

Ответ:16,7%.

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

Пример 1. Вычислить температуры кристаллизации и кипения 2%-ного водного раствора глюкозы С₆Н₁₂О₆.