Химическая кинетика и равновесие

Химическая кинетика

Раздел химии, изучающий скорости и механизмы протекания реакций, называется химической кинетикой. При определении скоростей учитывается, что реакции могут быть гомогенными, то есть протекающими в гомогенной (однородной) системе, или гетерогенными, – протекающими в системах, состоящих более, чем из одной фазы.

На скорость реакции существенное влияние оказывают концентрации реагирующих веществ, давление в системе (для газовых реакций), температура, природа растворителя, наличие катализатора.

Зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ описывается законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, каждая из которых взята в степени, равной соответствующему стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

Для гомогенной реакции

аА(г) + bВ(г) = cC(г)+ dD(г),

υ=k [A][B] nb,

где k – константа скорости химической реакции; nа и nb – коэффициенты, называемые порядками реакции по веществам А и В. Уравнение называется кинетическим уравнением химической реакции.

В гетерогенных системах реакция идет на поверхности раздела фаз, поэтому концентрация вещества, образующего твердую или жидкую фазу, остается постоянной и не влияет на скорость реакции. В связи с этим концентрации веществ, находящихся в конденсированном состоянии, не входят в выражение скорости реакции. Так, для реакции горения угля в кислороде

С(т) + О2(г) = СО2(г)

скорость горения может быть рассчитана по уравнению

υ=k [О2].

Сумма порядков реакции по реагентам называется порядком реакции n:

n = Σ ni,

где ni – порядок реакции по i-ому реагенту. Теоретически предсказать порядок реакции трудно, его определяют экспериментально. Порядок реакции зависит от ее сложности. Если реакция простая, т.е. протекает в одну стадию, то порядок реакции равен сумме стехиометрических коэффициентов

n = Σ νi,

где νi – коэффициент перед формулой i-го вещества в уравнении реакции (стехиометрический коэффициент).

Для многостадийных реакций порядки реакций по реагентам не совпадают со стехиометрическими коэффициентами, общий порядок не совпадает с суммой стехиометрических коэффициентов. Наиболее часто встречаются реакции первого, второго порядка. Вероятность протекания реакций третьего и более высокого порядков ничтожно мала. Некоторые реакции имеют дробный порядок.

Основной целью при изучении скорости реакции является вывод кинетического уравнения, т.е. определение константы скорости и порядка по каждому компоненту. Для этого экспериментально устанавливают зависимость концентрации компонента (с) от времени реакции (t) и графически обрабатывают полученные результаты, строя графики в координатах ln с=f(t) и 1/с =f(t). Та зависимость, которая оказалась линейной, и определяет порядок реакции. Для реакции первого порядка линейной является зависимость

ln с = ln с0 - k t.

Для реакции второго порядка линейна зависимость

1/с = 1/с0 + k t,

где с0 - начальная концентрация вещества.

Тангенс угла наклона прямой равен константе скорости (k).

Важной характеристикой реакции, зависящей от ее порядка, является период полупревращения t0,5 – время, необходимое, чтобы прореагировала половина взятого вещества. Для реакции первого порядка t0,5 определяют по формуле

химическая кинетика и равновесие - student2.ru

где k - константа скорости реакции.

Для реакции второго порядка t0,5 определяют по формуле

химическая кинетика и равновесие - student2.ru

Пример 1.Во сколько раз изменится скорость прямой гомогенной одностадийной реакции А+В=С, если концентрацию вещества А увеличить в два раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 4 раза.

Решение.Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс.

1. Согласно этому закону для гомогенной реакции А+В=С можно составить кинетическое уравнение: V1=k[A][B] .

2. Обозначим концентрацию А через х, концентрацию В через у, тогда кинетическое уравнение реакции можно записать в виде V1=kxy.

3. Определим скорость реакции при увеличении концентрации А в 2 раза и одновременном уменьшении концентрации В в 4 раза:

химическая кинетика и равновесие - student2.ru .

Находим отношение скоростей: химическая кинетика и равновесие - student2.ru .

Таким образом, при изменении концентраций веществ, скорость уменьшается в 2 раза.

Ответ: V2 /V1=1/2.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, согласно которому

химическая кинетика и равновесие - student2.ru

где V1-скорость реакции при температуре t1; V2 – скорость реакции при температуре t2; γ – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на каждые 10°; Δ t = t2 - t1. Скорость реакций быстро возрастает при повышении температуры за счет увеличения доли эффективных соударений, при которых общая энергия частиц достаточна для образования активированного комплекса. Константа скорости химической реакции зависит от доли эффективных соударений (уравнение Аррениуса):

k=Aе -(Еа/RТ),

где Еa – энергия активации, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса; R – универсальная газовая постоянная; Т- абсолютная температура; А – предэкспоненциальный множитель, пропорциональный общему количеству соударений. Предэкспоненциальный множитель отражает частоту столкновения и ориентацию реагирующих частиц.

Пример 2.Определите коэффициентγдля реакции, скорость которой увеличилась в 32 раза при увеличении температуры на 50 К.

Решение.Согласно правилу Вант-Гоффа V2/V1Δt/10, где V2/V1 – увеличение скорости реакции при повышении температуры на 50 К; Δt –собственно повышение температуры. Подставляя данные задачи, получаем:

32 = γ50/10= γ5. Таким образом, γ = 2, т.к. 25 = 32.

Ответ: γ = 2.

Пример 3.Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 75,24 кДж/моль, а с катализатором – 50,14 кДж/моль. Во сколько раз возрастет скорость реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 25ºС.

Решение. Обозначим энергию активации реакции без катализатора через Еа, а с катализатором – через Еа/; соответственно, константы скорости обозначим через k и k/. Используя уравнение Аррениуса, находим

химическая кинетика и равновесие - student2.ru .

Отсюда

химическая кинетика и равновесие - student2.ru химическая кинетика и равновесие - student2.ru .

Подставляя в последнее уравнение данные задачи, выражая энергию активации в джоулях и учитывая, что Т = 298 К, получим

химическая кинетика и равновесие - student2.ru

Окончательно находим k/k/ = 2,5·104. Таким образом, снижение энергии активации на 25,1 кДж привело к увеличению скорости реакции в 25 тысяч раз.

Химическое равновесие

При некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы уравниваются, две противоположные тенденции уравновешивают друг друга, т.е. ΔΗ = ΤΔS. В этом случае соблюдается условие DGх.р=0, которое является термодинамическим условием химического равновесия.

Химическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени в единице объема) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В условиях химического равновесия концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ. В дальнейшем, равновесные концентрации обозначены символом вещества в квадратных скобках, например, [А]¸ [В], моль/дм3. Равновесное парциальное давление обозначено индексом р, например, ррА.

Для реакции, протекающей по уравнению:

аА(г) + bВ(г) ↔ cC(г)+ dD(г)

математическое выражение закона действующих масс может быть представлено в двух вариантах:

химическая кинетика и равновесие - student2.ru – аналитическая константа равновесия;

или

химическая кинетика и равновесие - student2.ru – термодинамическая константа равновесия.

Если все реагенты газообразны и их поведение подчиняется законам идеальных газов, то связь между Кр и Кс можно выразить уравнением

Кр = КС(RT)Δν,

где Δν – изменение числа молей газов в результате реакции

Δν = (с+d) – (а+b).

Термодинамическая константа может быть рассчитана, если известно стандартное значение энергии Гиббса:

lgКр = -DG0 /(2,303RT).

Как следует из вышесказанного, константа равновесия зависит от температуры. С учетом сущности понятия DG0 уравнение принимает вид

химическая кинетика и равновесие - student2.ru .

Если нет фазовых превращений компонентов реакции, то при увеличении температуры слагаемое химическая кинетика и равновесие - student2.ru ≈const, тогда при возрастании температуры для экзотермической реакции (DН<0) константа равновесия уменьшается, а для эндотермической реакции (DН>0) – увеличивается.

Каждое химическое равновесие устанавливается при определенном значении трех параметров, которые его характеризуют: 1) концентрация реагирующих веществ и продуктов реакции; 2) температура; 3) давление (для газов). При изменении любого из этих параметров равновесие может смещаться. Смещение равновесия определяется принципом Ле-Шателье: при всяком внешнем воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению оказанного воздействия.

Принцип Ле-Шателье следует из закона действующих масс. Если система находится при постоянной температуре, то константа равновесия при внешних воздействиях остается постоянной. Поэтому любое изменение равновесных концентраций одного или нескольких веществ должно приводить к такому изменению равновесных концентраций других веществ, чтобы соблюдалось постоянство константы равновесия.

Пример 3.Рассмотреть принцип Ле-Шателье на примере реакции получения водорода конверсией метана:

СН4 + 2Н2О(г) = СО2 + 4Н2 ΔΗ>0

химическая кинетика и равновесие - student2.ru .

Решение.

1. Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы. Если, например, в систему добавить метан, т.е. увеличить его концентрацию, то равновесие системы нарушится. При этом ускорится прямая реакция, что приведет к увеличению концентрации продуктов реакции СО2 и Н2 и уменьшению концентрации водяного пара, т.е. равновесие смещается вправо. Процесс будет протекать до тех пор, пока не установится новое равновесие, характеризующееся тем же значением Кс. Если в систему ввести дополнительное количество СО2 или Н2, то в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие сместится влево.

2. Влияние общего давления в системе. Если в результате реакции изменяется число молей газообразных веществ, то изменение общего давления в системе вызывает смещение равновесия. В соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение общего давления в системе вызывает смещение равновесия в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения давления. Для рассматриваемой реакции увеличение давления должно смещать равновесие влево (слева Σνi = 3, справа Σνi = 5).

3. Влияние температуры. С увеличением температуры равновесие смещается в сторону эндотермических реакций, т.е. реакций, протекающих с поглощением теплоты. Как указывалось ранее, повышение температуры вызывает увеличение константы равновесия эндотермической реакции, а соответственно возрастают отношения концентраций продуктов реакции к концентрациям исходных веществ, т.е. равновесие смещается в сторону эндотермических реакций. Например, увеличение температуры вызывает смещение равновесия рассматриваемой реакции получения водорода (ΔΗ>0) в правую сторону, а для экзотермической реакции

2 + О2 = 2Н2О (ΔΗ<0)

– в левую сторону.

Пример 4.Равновесие в гомогенной газовой системе 2А+3В«3С+D установилось в момент, когда прореагировало 50% вещества А. Вычислить константу равновесия, если концентрации исходных веществ С=0,6 моль/л и С = 1,0 моль/л. В какую сторону сместится равновесие при повышении давления?

Решение.Для расчета константы равновесия необходимо найти равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции.

1. Введем обозначения: [А], [В], [С], [D] – равновесные концентрации веществ, моль/л; [В]прореаг. – количество прореагировавшего вещества В, моль/л. к моменту равновесия прореагировало 50% вещества А, [А]=С×0,5=0,6×0,5=0,3.

2. Согласно уравнению реакции 2А+3В«3С+D вещество В прореагировало в химическая кинетика и равновесие - student2.ru раза больше, чем А, т.е. [В]прореаг.= 0,3×1,5=0,45 моль/л, [В]=С-[В]прореаг.=1,0 – 0,45=0,55 моль/л.

3. Исходя из сравнения коэффициентов, можно сделать вывод, что [С]=[В]прореаг.=0,45 моль/л, [D]= химическая кинетика и равновесие - student2.ru [С]=0,15 моль/л.

4. Составим выражение для константы равновесия системы химическая кинетика и равновесие - student2.ru , после подстановки найденных численных значений получим

химическая кинетика и равновесие - student2.ru 0,912.

5. Уравнение реакции 2А+3В«3С+D показывает, что прямая реакция

протекает с образованием меньшего числа молей газа, т.е. с уменьшением давления. Обратная реакция протекает с образованием большего числа молей, т.е. с увеличением давления. При увеличении давления, согласно принципу Ле-Шателье, равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молей газообразных веществ, т.е. в направлении прямой реакции.

Задачи к главе 4

Й уровень

161 – 165Восколько раз изменится скорость прямой гомогенной реакции, если концентрацию вещества А увеличить в X раз, а концентрацию вещества В уменьшить в Y раз

Задачи   Реакция   X   Y  
А+2В=С    
2А+В=С  
3А+2В=С  
А+3В=С  
А+В=С    

166-170. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен g. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если температуру повысить на Δt, 0С?

Задачи
g 2,0 2,4   2,2 3,0 3,8
Δt, 0С  

171-175. Равновесие в гомогенной газовой системе установилось в момент, когда прореагировало 50% вещества А. Вычислите константу равновесия, если концентрации исходных веществ равны СоА и СоВ. В какую сторону сместится равновесие при повышении давления?

Задачи     Система   СоА,моль/л   СоВ, моль/л  
2А+2В=С+2D 1,1   2,5  
А+4В =2С+2D 0,8   2,6  
3А+ В =С+3D 1,2   0,8  
2А+3В=С+3D 0,3   0,7  
А +2В =2С+D   1,0   1,6  

Й уровень

176-180. Вгомогенной химической реакции установилось состояние равновесия с константой равновесия, равной k. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, если начальная концентрация исходного вещества равна Со :

Задачи Реакция   k   Со, моль/л  
2HCl(г) =H2(г)+Cl2(г) 0,5   0,20  
2NO(г)=O2(г)+N2(г) 0,29   0,80  
2HBr(г)=H2(г)+Br2(г) 0,36   0,10  
PCl5(г)=PCl3(г)+Cl2(г) 1,23   0,05  
2HI(г)=H2(г)+I2(г) 0,65   0,20  

181.Определите энергию активации реакции, константа скорости которой увеличилась в 105 раз при повышении температуры с 330 до 400 К.

182. Протекают две реакции. Энергия активации первой из них на 10 кДж меньше, чем у второй. Во сколько раз скорость первой реакции больше скорости второй при 100 и при 700 °С, если их предэкспоненциальные множители одинаковы?

183. Скорость реакции удваивается при увеличении температуры на 10 °С. При каком значении энергии активации это утверждается в интервале 295-305 °С?

184. Энергия активации разложения диоксида азота на оксид азота (II) и кислород равна 111 кДж/моль. Во сколько раз увеличится константа скорости реакции при повышении температуры с 330 до 400 К?

185. В сосуд объемом 0,5 л было помещено 0,5 моль Н2 и 0,5 моль N2. При некоторой температуре к моменту равновесия образовалось 0,02 моль NН3. Вычислите константу равновесия.

186-190. Определить константу скорости химической реакции при температуре Т и энергию активации, если при Т1 константа скорости реакции равна К1, а при температуре Т2 – К2.

Задачи T, °С T 1, °С T 2, °С К1, с-1 К2, с-1
1,08·10-4 5,48·10-4
4,08·10-4 19,83·10-4
5,1·10-5 4,76·10-4
3,3·10-3 4,65·10-2
8,47·10-3 9,41·10-2

191. Вычислить температуру, при которой константа равновесия реакции

2NO2 (г)↔N2O4(г) равна единице. Изменениями ΔΗº и ΔSºс температурой пренебречь. В каком направлении сместится равновесие при температуре более низкой, чем найденная?

192. Величина ΔGº для реакции А + В↔АВ при 298 К равна – 8 кДж/моль. Начальные концентрации веществ А и В равны 1 моль/л. Найти константу равновесия реакции и равновесные концентрации веществ А, В и АВ.

193. Металлы можно получит прямым восстановлением водородом, например, железо по реакции

FeO(к) + Н2 = Fe + Н2О(г)

Рассчитайте температуру, при которой установится равновесие? Рассчитайте равновесную концентрацию водорода и паров воды в системе, если начальная концентрация водорода была равна 5 моль/л.

194. Один из вредных компонентов выхлопных газов автомобиля – оксид углерода СО. Его можно нейтрализовать окислением: СО + ½ О2 = СО2.

Если в системе установится равновесие, то какие внешние воздействия будут способствовать нейтрализации СО?

195. Углекислота Н2СО3 способствует химическому разрушению (коррозии) металла. Она может быть удалена из воды путем разложения по реакции: Н2СО3(р) = СО2 + Н2О(ж) (ΔΗ>0). Если система находится в равновесии, то какие внешние воздействия будут способствовать разложению Н2СО3?

Й уровень

196. В водоем со сточными водами попал гербицид, начальная его концентрация в водоеме составила 10-4 моль/л. Определите период полупревращения гербицида при взаимодействии его с компонентами среды, и изменение его концентрации через 100 ч, если реакция имеет первый порядок, а константа скорости равна 10-6с-1.

197. Для удаления сероводорода из промышленных сточных вод предложена реакция его неполного окисления до серы и воды. Если концентрации О2 и Н2S равны 10-4 моль/л, а константа скорости составляет 10-4 моль·л·с-1, то каковы начальная скорость реакции и период полупревращения?

198. Константы скоростей прямой и обратной реакций при 298 К равны соответственно 10-5 и 10-9с-1. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса реакции. В реакции первого порядка энергия активации Е = 104,5 кДж/моль и в уравнении Аррениуса предэкспоненциальный множитель А = 5·10-13с-1. При какой температуре период полупревращения сократится в 10 раз?

199. Период полураспада радиоактивного 11С равен 20,5 мин. Рассчитайте константу скорости. Сколько позитронов излучит 10-6 г изотопа химическая кинетика и равновесие - student2.ru за время полураспада?

200.Скорость некоторой реакции изучали, измеряя объем V газообразного продукта, выделяющегося через различные промежутки времени t:

V, см3 6,3 11,4 15,53 18,9 34,75
t, с

Установить графически порядок реакции, рассчитать константу скорости k и период полупревращения.

201 – 205. Железный стержень погружен в Х –молярный раствор соляной кислоты. Через время t от начала реакции при постоянном перемешивании концентрация оказалась равной Y. Определить время, по истечении которого концентрация раствора станет равной Z. Какие предположения и допущения необходимо использовать при решении этой задачи?

Задачи Х, моль/л t, мин Y, моль/л Z , моль/л
0,01 1,0·10-4 1,0·10-3
0,02 2,5·10-4 5,0·10-3
0,16 3,0·10-4 3,0·10-3
0,03 7,8·10-4 2,7·10-3
0,10 1,0·10-3 1,0·10-2

РАСТВОРЫ.

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА

Растворомназывается гомогенная система,состоящая из двух или нескольких компонентов, относительное содержание которых может меняться в широких пределах.

Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными единицами – долями или процентами, либо величинами размерными – концентрациями. Наиболее часто употребляются в химии следующие способы выражения состава раствора:

1. Массовая доля wi – процентное отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора.

2. Мольная доля Ni – отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе.

3. Молярная концентрация СМ или молярность М – отношение количества растворенного вещества к объему раствора.

4. Моляльная концентрация Сm или моляльность μ – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя.

5. Эквивалентная концентрация СН или нормальность н – отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора.

6. Титр Т – это масса растворенного вещества в 1 см3 раствора, г/ см3.

Пример 1.Какую массу воды нужно прибавить к 200 мл 15%-го раствора Н2SO4 (r=1,11 г/мл), чтобы получить 10% раствор? Какова нормальность исходного раствора?

Решение.масса 200 мл 15%-ного раствора Н2SO4 равна 200×1,11=222 г. В этом растворе содержится 15% Н2SO4 т.е. 222×0,15=33,3 г.

1. По условию задачи эта масса составит 10% от общей массы разбавленного раствора. Тогда масса полученного раствора будет равна

химическая кинетика и равновесие - student2.ru .

2. Следовательно, к исходному раствору необходимо добавить воды

mH2O = mр2-ра – m1 р-ра = 333-222=111г.

3. По определению, нормальность раствора равна количеству эквивалентов Н24 в 1л раствора:

химическая кинетика и равновесие - student2.ru ,

химическая кинетика и равновесие - student2.ru .

Таким образом, нормальность исходного раствора равна 3,4 экв/л.

Ответ: mН2О=111 г; СН=3,4 н.

пример 2. Рассчитать массу ВаСl2, содержащегося в 100 мл 0,3Н раствора. Какова массовая доля (%) и молярность этого раствора, если его плотность равна 1,05 г/мл?

Решение 1.В 100 мл 0,3н раствора ВаСl2 содержится 0,3×0,1=0,03 эквивалента ВаСl2. Эквивалентная масса ВаСl2 равна половине молярной массы, т.е. МЭ(ВаСl2) = химическая кинетика и равновесие - student2.ru . Масса ВаСl2 в 100 мл 0,3 н раствора равна

m(ВаСl2)=104×0,03=3,12 г.

2. Для нахождения массовой доли (%) найдем массу раствора:

химическая кинетика и равновесие - student2.ru химическая кинетика и равновесие - student2.ru, химическая кинетика и равновесие - student2.ru

химическая кинетика и равновесие - student2.ru

3. Молярность раствора равна количеству молей химическая кинетика и равновесие - student2.ru в 1л раствора. Количество вещества химическая кинетика и равновесие - student2.ru химическая кинетика и равновесие - student2.ru определяется из выражения химическая кинетика и равновесие - student2.ru химическая кинетика и равновесие - student2.ru

Ответ: m (ВаСl2) = 3,12 г; ω=3%, СМ=0,15 М.

Задачи к главе 5

Й уровень

206-210.Вкакой массе воды нужно растворить 100 г вещества А, чтобы получить Х% по массе раствор? Какова молярность этого раствора, если его плотность равна ρ г/мл?

Задачи  
A АlСl3 ВаСl2 Са(NО3)2 Н3РO4 К2СО3
X, %          
ρ, г/мл ,,г/мл   1,10   1,25 1 ,_ ~>   1,08   1,10   1,05  

211-215. Какуюмассу вещества А необходимо растворить в воде, чтобы получить 3 л 0,5 М раствора? Какова массовая доля (%) и моляльность этого раствора, если его плотность равна ρ?

Задачи
А   СrСl3   НNО3   ВаСl2   СuSО4   Zn(NO3)2
ρ, г/мл   1,07   1,02   1,09   1,08   1,08  

216-220.Какой объем (мл) x-молярного раствора Н34 можно приготовить из V, мл, y-молярного раствора? Какова нормальная концентрация приготовленного раствора ?

Задачи
X, моль/л   1,50   0,50   0,75   3,50   2,25
Y, моль/л   2,25   1,75   3,00   5,25   4,50
V, мл          

Й уровень

221-225. Вычислите нормальность и титр раствора Н2С2О4·2Н2О, полученного растворением Х, г ее в Y, см3, воды. Плотность полученного раствора принять равной 1 г/ см3:

Задачи
Х, г   1,7334   0,8667   1,7334   0,8667   1,7334  
Y, см3            

226-230. Смешали m1, г, X %-го по массе раствора Н24 и m2, г, Y%-го по массе раствора Н24. Какова массовая доля (%) Н24 в смешанном растворе и его нормальная концентрация , если плотность смешанного раствора равна ρ?

Задачи
m1, г            
Х, %            
m2, г            
Y, %   1 , /0            
ρ, г/мл   1,08   1,18   1,05   1,13   1,07  

231-235. К V, мл, 8,28%-го раствора NaОН плотностью 1,09 г/мл прибавили m, г X %-го раствора NаОН. Вычислите массовую долю (%) NаОН в полученном растворе:

Задачи
V, мл            
m,г ,г            
Х,%            

Й уровень

236-240. При охлаждении 2,0 кг Х%-го по массе раствора соли А из него выкристаллизовалось m, г, соли. Вычислите массовую долю (%) соли в охлажденном растворе и его нормальную концентрацию, если плотность охлажденного раствора равна r:

Задачи  
А   СаBr2   СrСl3   К2СО3 3РО4   SnСl4  
Х, %            
m, г   95,0   44,4   136,4   63,2   174,0  
r, г/мл   1,15   1,10   1,10   1,05   1,06  

241-245. В каком объеме воды нужно растворить m, г, кристаллогидрата А, чтобы получить Х%-ый по массе раствор безводной соли?

Задачи  
А   СuSO4·5H2O   ВаСl2·2H2O   ZnSO4·7H2O   FeSO4·7H2O 4   СаСl2·6H2O  
m, г Х,%            
Х, %   5,0   4,4   6,4   3,2   1,7  

Наши рекомендации