ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Стр 1 из 7Следующая ⇒

Х И М И Я

Методические указания и контрольные задания

для студентов заочной формы обучения

Екатеринбург

УДК 54 (076.1)

Составители: С. Д. Ващенко, Е. А. Никоненко, М. П. Колесникова, Н. М. Титов

Научный редактор – проф., д-р хим. наук М. Г. Иванов

ХИМИЯ: методические указания и контрольные задания для студентов

/С.Д. Ващенко, Е.А. Никоненко, М.П. Колесникова, Н.М. Титов. Екатеринбург: ФГАОУ ВПО УРФУ, 2010. 49 с.

Работа содержит контрольные задания по основным разделам курса химии в соответствии с государственными образовательными стандартами специальностей. Приведены образцы решения примеров, необходимые данные и таблицы, а также список литературы. Методические указания содержат рекомендации для самостоятельной работы студентов первого курса заочной формы обучения университета.

Библиогр.: 8 назв. Табл.16. Прил. 1.

Подготовлено кафедрой «Общая химия и природопользование».

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Химия является не только общетехнической, но и общеобразовательной наукой, поэтому любой специалист должен обладать достаточными знаниями в её области.

Основной вид занятий студентов-заочников – самостоятельная работанадучебным материалом. По курсу химииона слагаетсяиз следующих элементов: изучения материала по учебникам и учебным пособиям; выполнения контрольной работы (последний срок сдачи 1 декабря). В период экзаменационной сессии студенты посещают лекции, выполняют лабораторный практикум, сдают зачет или экзамен. К лабораторному практикуму допускаются только те студенты, которые сдали в срок домашнюю контрольную работу.

Контрольную работу студенты пишут в тетради и сдают для регистрации в деканат. На обложке тетради необходимо указать фамилию, имя, отчество, номер группы, номер варианта, название специальности. Нужно в обязательном порядке полностью переписать условия заданий, иначе работа не будет проверена. Вариант задания соответствует последним двум цифрам номера зачетной книжки (или студенческого билета) студента (номера вариантов и соответствующих заданий на с. 39 – 40).

Образец выполнения домашнего задания

Строение атома

Задание 1. а) Укажите численные значения главного и орбитального квантовых чисел данных подуровней, рассчитайте последовательность их заполнения: 5 p, 7 p, 7 s.

Решение. 5 p 7 p 7 s

Значение n 5 7 7

Значение l 1 1 0

Сумма (n + l) 6 8 7

Последовательность заполнения (на основании правил Клечковского):

1 – 5 p; 2 – 7 s; 3 – 7 p.

б) Распределите по квантовым ячейкам валентные электроны 2 s ² 2 p ⁴, определите химический элемент и его положение в системе Д.И. Менделеева (номер периода, группа, подгруппа).

Решение. Валентныеэлектроны по квантовым ячейкам распределены следующим образом: 2 s ²2 p ⁴

Предложенный элемент кислород расположен во втором периоде, шестой группе, главной подгруппе Периодической системы Д.И. Менделеева.

в) Напишите электронные формулы атомов и ионов, укажите положение их в системе Д.И. Менделеева (номер периода, группа, подгруппа): K, Zn²⁺.

Решение. Электронная формула химического элемента калия следующая: 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶4 s ¹. Он расположен в четвертом периоде, первой группе, главной подгруппе Периодической системы Д.И. Менделеева. Электронная формула катиона Zn²⁺: 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶3 d ¹⁰. Химический элемент цинк расположен в четвертом периоде, второй группе, побочной подгруппе.

Аналогично оформлять решение всех заданий.

СТРОЕНИЕ АТОМА

В Периодической системе Д. И. Менделеева (табл. П.4) представлены все известные элементы. Она состоит из семи периодов (1-3 - малые, 4-7 - большие), 8 групп. Каждая группа разделена на главную и побочную подгруппы. Главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов, а побочная – только больших.

Пример 1. Укажите в Периодической системе Д.И. Менделеева положение (номер периода, номер группы, главная или побочная подгруппа) атома элемента с зарядом ядра 85.

Решение. Элемент (₈₅At) находится в 6-м периоде, 7-й группе, главной подгруппе.

Атомы элементов состоят из положительно заряженного ядра (протонов и нейтронов) и электронов. Количество электронов равно порядковому номеру элемента. Состояние электрона в атоме характеризуется квантовыми числами n,l, m_l и m_s, которые называются соответственно главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Порядок заполнения орбиталей электронами определяется следующими правилами В. Клечковского:

· заполнение происходит в порядке увеличения суммы (n + l);

· при одинаковых значениях этой суммы в первую очередь заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа n.

Последовательность заполнения электронами энергетических уровней и подуровней в многоэлектронных атомах имеет вид

1 s <2 s <2 p <3 s <3 p <4 s <3 d <4 p <5 s <4 d <5 p <6 s <5 d 4 f <6 p <7 s <6 d 5 f <7 p.

Пример 2. Используя правила Клечковского, рассчитайте, какой подуровень раньше заполняется электронами 4 р или 5 s.

Решение. Для 4 р -подуровня Sn + l = 4 + 1 = 5; для 5 s -подуровня Sn + l = 5 + 0 = 5. Так как сумма одинакова, то в первую очередь заполняется подуровень с меньшим значением n, т. е. 4 р.

Пример 3. По распределению валентных электронов - 3 d ⁵4 s ² определите, какой это элемент, укажите его символ и напишите полную электронную формулу.

Решение. Значению главного квантового числа последнего энергетического уровня соответствует номер периода, следовательно, элемент находится в 4-м периоде. Сумма валентных электронов показывает номер группы, в которой находится элемент, в данном случае номер группы 7. Так как валентные электроны находятся на d -подуровне, то это элемент побочной подгруппы: ₂₅Mn 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶3 d ⁵4 s ².

Пример 4. Напишите полную электронную формулу атома элемента с зарядом ядра 22.

Решение. ₂₂Ti 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶3 d ²4 s ².

Пример 5. Напишите полные электронные формулы ионов Fq, Sn²⁺.

Решение. При образовании отрицательно заряженного иона нейтральный атом элемента принимает электроны: F⁰+ 1 ē = Fq;электронная формула иона₉Fq1 s ²2 s ²2 p ⁶. Положительно заряженный ион получается, когда нейтральный атом элемента отдает электроны: Sn⁰- 2 ē = Sn²⁺; электронная формула иона ₅₀Sn²⁺1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶3 d ¹⁰4 s ²4 p ⁶4 d ¹⁰5 s ²5 p ⁰.

Задания к разделу 1

Каждое задание содержит три вопроса (а,б,в).

Номер зада-ния а)Укажите числен-ные значения главного и орбитального кван-товых чисел данных подуровней, рассчитайте последовательность их заполнения б)Распределите по квантовым ячейкам валентные электроны, определите химический элемент и его поло-жение в системе Д.И.Менделеева (номер периода, группа, под-группа) в)Напишите элек-тронные формулы предложенных ато-мов и ионов, укажите положе-ние их в системе Д.И.Менделеева (номер периода, группа, подгруппа)

3 p; 4 s; 2 p 3 d ¹ 4 s ² Fe, Na ⁺

3 d; 4 p; 3 p 3 d ² 4 s ² Co, Cl ^—

5 d; 4 p; 4 d 3 d ³ 4 s ² Ni, Ba ²⁺

3 d; 4 f; 5 s 3 d ⁵ 4 s ¹ Zn, Ca ²⁺

4 d; 4 s; 5 s 4 d ⁵ 5 s ² Sn, S ^2—

6 s; 4 p; 4 f 3 d ⁶ 4 s ² W, In ³⁺

3 d; 5 s; 7 p 3 d ⁷ 4 s ² S, La ³⁺

4 d; 6 s; 5 d 3 d ⁸ 4 s ² F, Tl ³⁺

4 p; 5 p; 4 f 3 d ¹⁰ 4 s ¹ Br, Zr ⁴⁺

3 d; 3 p; 2 s 3 d ¹⁰ 4 s ² Al, Hg ²⁺

5 d; 3 s; 6 s 4 s ² 4 p ¹ Pb, Au ³⁺

6 d; 4 f; 5 p 4 s ² 4 p ² Ge, Ag ⁺

5 d; 3 p; 4 d 4 s ² 4 p ³ Ga, Sb ³⁺

7 s; 6 p; 4 d 4 s ² 4 p ⁴ N, Bi ³⁺

5 d; 4 p; 3 d 4 s ² 4 p ⁵ Cl, Pb ²⁺

5 s; 6 s; 4 p 4 s ² 4 p ⁶ Y, Hf ⁴⁺

6 p; 5 f; 6 d 5 d ⁷ 6 s ² Zr, At ^—

5 d; 5 s; 4 f 5 d ¹⁰ 6 s ² Ta, Ga ³⁺

3 s; 4 d; 3 p 5 d ³ 6 s ² Cr, Se ^2—

5 f; 4 d; 4 s 5 d ⁵ 6 s ² Мо, Cu ²⁺

Решение.

· Рассчитать стандартное изменение энтальпии реакции:

= å (n ) – å (m )= 2 – ( + )=

= 2×(–110,5) – (–393,5 + 0) = 172,5 кДж.

>0 – эндотермическая реакция.

· Рассчитать стандартное изменение энтропии реакции:

= å (n ) – å (m )= – ( + ) =

=2·197,5 – (213,7 + 5,7) = 175,6 Дж/К = 175,6×10^-3кДж/К.

· Рассчитать стандартное изменение энергии Гиббса реакции:

= – = 172,5 –298×175,6×10^-3= 120,2 кДж.

> 0, при Т = 298 К прямая реакция невозможна.

· Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие.

Если пренебречь зависимостями и D S от температуры и считать их постоянными, можно рассчитать энергию Гиббса при нестандартной температуре Т: D G = D Н – Т× D S » – = – = 0 Þ Т = =

· Построить график зависимости от Т.

Из графика видно, что в интервале температур 0 – 982 К D G > 0, следовательно, прямая реакция невозможна; выше 982 К D G < 0, т.е. самопроизвольно протекает прямая реакция.

Задания к подразделу 2.1

Вычислить стандартные изменения энтальпии, энтропии, энергии Гиббса в соответствующей реакции (, в табл. П.1). Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие реакции, и сделать вывод о возможности протекания реакции в прямом направлении (из расчетных либо графических данных).

Номер задания Уравнение реакции

2Mg_(к)+ CO₂ _(г) = 2MgO_(к)+ C _{(графит)}

3CH_4(г)+ CO_2(г)+ 2H₂O_(ж)= 4CO_(г)+ 8H_2(г)

4HCl _(г)+ O_{2 (г)} = 2H₂O _(г)+ 2Cl_{2 (г)}

2Н₂ S_(г) + SO_2(г)= 3S _(ромб)+ 2H₂O_(ж)

2Сu₂О_(т) + Сu₂S_(т)= 6Сu_(к)+ SO_2(г)

2H₂O _(г)+ 2Cl_{2 (г)}= 4HCl _(г) + O_{2 (г)}

3Fe₂O_3(т) + Н_2(г) = Н₂O_(г) + 2Fe₃O_4(т)

CaO ₍_т ₎ + CO_{2 (}_г₎ = CaCO_{3 (}_т₎

С _(гр.) + СO_2(г) = 2СО_(г)

2ZnS_(т) + 3О_2(г) = 2ZnO_(т) + 2SO_2(г)

СаСО_3(т) = СаО_(т) + СО_2(г)

ВaO_{(т )} + CO_{2 (г)} = ВaCO_{3 (т)}

2NO_(г) + O_{2 (г)} = 2NO_{2 (г)}

N₂O_{4 (г)} = 2NO_{2 (г)}

Al₂O_{3 (}_т₎ + 3SO_{3 (}_г₎ = Al₂(SO₄)_{3 (}_т₎

CaO _{(т )}+ Н₂O _(ж)= Ca(ОН)_{2 (т)}

FeO_(т)+ H_2(г) = Fe_(т) +Н₂О_(г)

CuO_(т) + C_(т)= Cu_(к) + CO_(г)

CaO _{(т )} +Fе₂O_3(т) = Ca(FеO₂)_2(т)

CaO ₍_т ₎ + SO_{3 (}_г₎= CaSO_{4 (}_т₎

Для полного описания химической реакции необходимо знать не только принципиальную возможность ее осуществления (решается термодинамически), но и закономерности протекания во времени, т.е. ее скорость и механизм.

Химические реакции могут проходить в гомогенных и гетерогенных системах. Гомогенной называют систему, однородную по составу и свойствам. Гетерогенной называют систему, состоящую из двух или более однородных частей, отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Скорость гомогенной химической реакции определяется изменением кон-центрации одного из исходных веществ или продуктов реакции в единицу времени при неизменном объеме системы.

где – скорость химической реакции, моль/(л×с); C ₁ – первоначальная концентрация вещества (в момент времени τ₁), моль/л; C ₂ – концентрация вещества в момент времени τ₂> τ₁, моль/л; Δ С – изменение концентрации вещества за время Δτ = τ₂– τ₁; τ₁,– исходный момент времени, с; τ₂ – текущий момент времени, с; (τ₂> τ₁).

В гетерогенных системах реакции идут на поверхности раздела отдель- ных частей системы. Скорость гетерогенной реакции определяют изменением количества вещества, вступившего в реакцию или образующегося в реакции в единицу времени на единице поверхности.

где – изменение количества вещества, моль за промежуток времени Δτ, с;

S – площадь поверхности раздела, м².

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации, температуры, присутствия катализаторов.

Влияние температуры

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры (Т) на каждые 10^о скорость большинства реакций увеличивается в 2 – 4 раза ( температурный коэффициент):

Задания к подразделу 2.2

41. Взаимодействие между оксидом углерода и хлором идет по уравнению

CO _(г)+ Cl_{2 (г)}D COCl_{2 (г)}. Исходная концентрация CO равна 0,3 моль/л, Cl₂– 0,2 моль/л. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию хлора до 0,6, а CO до 1,2 моль/л?

42. На сколько градусов надо понизить температуру, чтобы скорость реакции уменьшилась в 81 раз при температурном коэффициенте скорости реакции, равном 3?

43. Константа скорости реакции А + 2В D АВ₂равна 5·10^–4л ²/ (моль²·с). Рассчитайте скорость прямой реакции при С _А = 0,6 моль/л и С _В = 0,8 моль/ л.

44. При температуре 773 К реакция протекает в течение 1 секунды. Сколько времени (секунд) потребуется для ее окончания при 673 К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

45. Определить, во сколько раз увеличится скорость прямой реакции

2NO _(г) + O_{2 (г)}= 2NO_{2 (г)}, если концентрацию каждого из исходных веществ (O₂, NO) увеличить в 6 раз?

46. Скорость некоторой реакции при уменьшении температуры с 333 до 303 К уменьшилась в 8 раз. Определить температурный коэффициент скорости этой реакции.

47. Во сколько раз увеличится скорость обратной реакции в гомогенной системе 2N₂O_{5 (г)} D O_2(г)+ 2N₂O_4(г)при увеличении давления в системе в 3 раза?

48. Во сколько раз уменьшится скорость реакции при понижении температуры на 40º, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

49. Во сколько раз следует увеличить давление в системе, чтобы скорость обратной реакции возросла в 100 раз? Система: С _(к) + H₂ O _(г)D CO _(г) + H_{2 (г)}

50. Две реакции при температуре 283 К протекают с одинаковой скоростью ( = ).Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 3, второй равен 4. Как будут относиться скорости реакций (: ), если реакцию проводить при 303 К?

51. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции в гомогенной системе 2N_{2 (г)}+ O_{2 (г)}D 2N₂O _(г)при увеличении давления в два раза?

52. При 273 К реакция заканчивается за один час. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 3, рассчитайте, сколько минут потребуется на эту же реакцию при 323 К?

53. Взаимодействие между оксидом углерода и хлором происходит по реакции

CO _(г)+ Cl_{2 (г)}D COCl_{2 (г)}. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции при увеличении давления в 4 раза?

54. Скорость некоторой реакции при уменьшении температуры от 333 до 303 К уменьшилась в 27 раз. Определите температурный коэффициент скорости этой реакции.

55. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в системе

2CO _(г)D CO_{2 (г)}+ C_(к), чтобы скорость реакции увеличилась в 16 раз?

56. При увеличении температуры на 40º скорость реакции возросла в 256 раз. Определите температурный коэффициент скорости реакции.

57. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению

2NO _(г) + Cl_{2 (г)} D 2NOCl_{2 (г)}. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции при увеличении концентрации обоих веществ в два раза?

58. Во сколько раз возрастает скорость некоторой химической реакции при повышении температуры от 298 до 328К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

59. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 70º, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

60. Скорость реакции А + 2В = C при С _А = 0,5 моль/л и С _В = 0,6 моль/л равна 1,08 моль/(л·с). Определите константу скорости реакции, л²/(моль²·с).

Химическое равновесие

Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называют химическим равновесием. Состояние равновесия характеризуют константой равновесия (К _с).

Гомогенная система:

2SO_{2 (г)}+ O_{2 (г)} 2SO_3(г)

где [ ] – равновесные концентрации веществ.

Гетерогенная система:

Fe₂O_{3 (т)} + 3H_{2 (г)} 3 Fe _(т)+ 3H₂O_(г) .

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, как и в выражение закона действия масс, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твёрдых веществ остаются, как правило, постоянными.

Принцип Ле Шателье. На состояние равновесия системы влияют давление, концентрация реагирующих веществ и температура. Система может находиться в состоянии равновесия бесконечно долго. Если изменить условия его существования, равновесие будет нарушено. Со временем установится новое состояние равновесия, но с другими равновесными концентрациями. Переход из одного равновесного состояния в другое называют смещением равновесия. Качественно определить направление смещения равновесия позволяет принцип Ле Шателье (1884): если находящаяся в истинном равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

Пример 1. Для реакции N_{2 (г)} + 3H_{2 (г)} 2NH_{3 (г)} при изменении параметров равновесие смещается: 1) с увеличением

2) с увеличением Р

Пример 2. В системе А_(г) + 2В_(г) D_(г) равновесные концентрации, моль/л: [A] = 0,06; [B] = 0,12; [D] = 0,216. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

Решение. Константа равновесия данной реакции выражается уравнением

Обозначим исходные концентрации веществ С ⁰, концентрации прореагировавших веществ – С ^прор; С ⁰= С ^прор+ [ ].

Согласно уравнению реакции

С _А ^прор = [D], С _А⁰ = С _А ^прор + [А] = 0,216 + 0,06 = 0,276 моль/л.

С _В ^прор =2 [D], С _В⁰ = С _В ^прор + [В] =2× 0,216 + 0,12 = 0,552 моль/л.

Задания к подразделу 2.3

61. При синтезе аммиака в равновесии находится 1 моль водорода, 2 моль азота и 8 моль NH₃. Во сколько раз исходное количество N₂ больше равновесного?

62. В замкнутом сосуде протекает обратимый процесс диссоциации

PCl_{5 (г)} PCl_{3 (г)} + Cl_{2 (г)}. Начальная концентрация PCl₅равна 2,4 моль/л. Равновесие установилось после того, как 33,3% PCl₅ продиссоциировало. Вычислить равновесные концентрации всех веществ и К_с.

63. В сосуде емкостью 1 л при 410 ^оС смешали 1 моль H₂ и 1 моль I₂.Вычислить, при каких концентрациях устанавливается химическое равновесие, если константа равновесия равна 48.

64. В сосуде объемом 0,5 л находятся 0,5 моль H₂ и 0,5 моль N₂. При некоторой температуре к моменту установления равновесия образовалось

0,02 моль NH₃. Вычислить константу химического равновесия.

65. В обратимой реакции CO _(г) + Cl_{2 (г)} COCl_{2 (г)}установились следующие равновесные концентрации веществ, моль/л: [CO] = 0,1; [Cl₂] = 0,4; [COCl₂] = 4. Вычислить К _равн и исходные концентрации Cl₂ и CO.

66. Определить объемный состав смеси в момент равновесия для системы

C_графит + O_{2 (г)} CO_{2 (г)}, если при 1300 ^оС К _с = 0,289.

67. Равновесие в системе CO_(г) + H₂O_(г) H_2(г) + CO_2(г) установилось при следу-ющих концентрациях веществ, моль/л: [CO] = 0,04; [H₂O] = 0,08; [CO₂] = 0,08. Вычислить К _c и начальные концентрации CO и H₂O.

68. Константа равновесия системы 2N_{2 (г)} + O_{2 (г)} 2N₂O _(г) равна 1,21. Равновесные концентрации, моль/л: [N₂] = 0,72; [N₂O] = 0,84. Рассчитать исходную и равновесную концентрации кислорода.

69. Равновесие в системе CO _(г)+ H₂O _(г) H_{2 (г)} + CO_{2 (г)} установилось при сле-дующих концентрациях веществ, моль/л: [CO] = 1; [H₂O] = 4; [H₂] = [CO₂] = 2. Вычислить равновесные концентрации, которые установились после повышения концентрации CO в три раза. В каком направлении сместится равновесие?

70. Рассчитать константу равновесия реакции CO_{(г) +}Cl_{2 (г)} COCl_{2 (г)}, если исходные концентрации CO и Cl₂ составляли 4 моль/л, а равновесная концентрация COCl₂ равна 2 моль/л.

71. Равновесие в системе 2CO _(г) + O_{2 (г)} 2CO_{2 (г)} установилось при следующих концентрациях веществ, моль/л: [CO] = 1,2; [O₂] = 0,1; [CO₂] = 4. Вычислить исходную концентрацию CO.

72. Определить направление смещения равновесия при увеличении давления в системе 2CO _(г) 2CO_{2 (г) +}С_(г). Ответ пояснить.

73. Константа равновесия процесса CO _(г) + Cl_{2 (г)} COCl_{2 (г)} при определенных условиях равна 4. Равновесные концентрации веществ составляют, моль/л: [Cl₂] = 0,5; [COCl₂] = 2. Определить равновесную концентрацию CO.

74. При каких условиях в равновесной системе N_2(г) + 3H_2(г) 2NH_3(г),DH⁰₂₉₈ = – 92,4 кДж можно максимально увеличить выход NH₃?

75. Исходные концентрации оксида азота (II) и хлора в гомогенной системе 2NO_(г) + Cl_2(г) 2NOCl _(г) составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислить К _с, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% оксида азота (II).

76. Две реакции протекали с такой скоростью, что за единицу времени в первой реакции образовалось 3 г сероводорода, а во второй 10 г йодоводорода. Какая из реакций протекала с большей средней скоростью? Ответ пояснить.

77. В сосуде объемом 2 л смешали газ А (4,5 моль) и газ В (3 моль). Газы А и В реагируют в соответствии с уравнением А + В = С. Через 20 с в системе образовалось 2 моль газа С. Определить среднюю скорость реакции. Сколько моль газов А и В осталось в системе?

78. Равновесие гомогеннойсистемы 4HCl_(г) + O_2(г) 2H₂O _(г)+ 2Cl_2(г)установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ, моль/л: [H₂O] = 0,14; [Сl₂] = 0,14; [HCl] = 0,20; [O₂] = 0,32. Вычислите исходные концентрации хлористого водорода и кислорода.

79. Вычислите константу равновесия для системы CO_(г) + H₂O_(г) СO_2(г)+ H_{2 (г)},

если равновесные концентрации веществ, моль/л: [CO] = 0,004; [H₂O] = 0,084; [CO₂] = 0,016; [H₂] = 0,016.

80. Константа равновесия гомогенной системы CO_(г)+ H₂O_(г) СO_2(г) + H_2(г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации реаги-рующих веществ, если исходные концентрации, моль/л: С _CO = 0,10; С _H₂_O= 0,40.

Задания 81-100. Напишите математическое выражение К_с (константы химического равновесия) для обратимых реакций и укажите направление смещения равновесия при изменении условий:

а) уменьшении парциального давления одного из исходных газообразных веществ; б) понижении давления; в) повышении температуры.

Номер задания Уравнение реакции DН⁰, кДж/моль

2N₂O _(г) + O₂ _(г) 4NO _(г)

4NH_3(г) + 5 O_{2 (г)} 4NO _(г) + 6 H₂O_(г)

2H₂S _(г) + 3 O_{2 (г)} 2 SO_{2 (г)}+ 2 H₂O _(г)

CO_{2 (г)}+ H_{2 (г)} CO_(г) + H₂O_(г)

2 H_{2 (г)} + O_{2 (г)} 2 H₂O _(г) – 484

2 SO_{2 (г)} + O_2(г) 2SO_3(г) – 196

2NO_(г)+ O_{2 (г)} 2 NO_{2 (г)} – 112

Fe₃O_{4 (т)} + H_{2 (г)} 3 FeO _(т)+ H₂O_(г)

FeO _(т)+ H_{2 (г)} Fe _(т)+ H₂O _(г) – 272

C_{(графит)} + H₂O_(г) CO_(г) + H_{2 (г)}

CO_(г)+ H₂O_(г) CO_{2 (г)}+ H_2(г) – 41

SO_{3 (г)}+ H_{2 (г)} SO_{2 (г)}+ H₂O_(г) – 144

H_{2 (г)} + Cl_{2 (г)} 2HCl_(г) – 184

FeO _(т) + CO_(г) Fe_(т)+ CO_{2 (г)} – 11

2ZnS _(т) + 3 O_{2 (г)} 2 ZnO _(т) + 2SO_{2 (г)} – 878

N_{2 (г)} + 3 H_{2 (г)} 2 NH_{3 (г)} – 92

СaCO_{3 (т)} СaO _(т)+ CO_{2 (г)}

2 MgCl_{2 (т)} + 2 O_{2 (г)} 2 MgO _(т) + 2 Cl_{2 (г)}

Сa(OH)_{2 (т)} CaO_(т) + H₂O_(г)

H₂O_(г) + CO_(г) CO_{2 (г)}+ H_{2 (г)} – 41

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Концентрация растворов

Важнейшей характеристикой количественного содержания компонентов в системе является концентрация растворов.

Концентрацией растворов называют определенное массовое (или объемное) содержание растворенного вещества в определенном массовом (или объемном) количестве растворителя или раствора.

Существуют несколько методов выражения концентрации растворов. Рассмотрим самые распространенные из них (табл.3.1).

Таблица 3.1

Методы выражения концентрации растворов Обозначение и размерность применяемых величин

Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора: - массовая доля растворенного вещества, безразмерная величина

m_В - масса растворенного вещества, г

m_Р-РА - масса раствора, г

V - объем раствора, мл

ρ -плотность раствора, г/мл

Процентная концентрация: С_% - процентная концентрация, %

m _В - масса растворенного вещества, г

m_Р-РА - масса раствора, г

Молярная концентрация, или молярность, – число молей растворенного вещества в 1 дм³ (1 литр) раствора: С_М - молярная концентрация, или молярность; иногда обозначают М

- количество (число моль) растворенного вещества, моль

V - объем раствора, дм³ (л)

m_В - масса растворенного вещества, г

М_В - молярная масса растворенного вещества, г/моль

Для более рационального решения предложенных задач можно применять вспомогательные формулы (табл.3.2).

Таблица 3.2

Формула Применение

m_Р-РА = V · ρ Для вычисления массы раствора

Для воды при 4 ^оС (1мл = 1 см³)

Для перехода от процентной к молярной концентрации

Для перехода от молярной к процентной концентрации

Для нахождения количества вещества

m_1Р-РА+ m_2Р-РА= m_Р-РА При сливании двух растворов различных концентраций массы первого и второго растворов складываются

m_1В+ m_2В= m_В При сливании двух растворов различных концентраций массы растворенных веществ, содержащихся в растворах, складываются

m_1В= m_2В При разбавлении растворов водой масса вещества, содержащегося в растворе, остается неизменной

При решении задач необходимо обращать особое внимание на размерность применяемых величин и обязательно приводить их в соответствие друг другу. Поэтому при подстановке численных значений в формулы надо указывать размерность величин. Решение задач оформлять обязательно в соответствии с приведенными ниже примерами.

Сильные электролиты

· Соли (средние, кислые, основные): А1₂(SO₄)₃, NаHCO₃, СuОНСl.

· Неорганические кислоты: НNO₃, H₂SO₄, НС1, НВг, НI, НСlО₄. и др.

· Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: КОН, NаОН, Са(ОН)₂, Ва(ОН)₂ и др.

Сильные электролиты диссоциируют в водном растворе практически нацело: А1₂(SO₄)₃= 2А1³⁺+3 SO₄^2– NаHCO₃= Nа⁺ +НСО₃^–

НNО₃= H⁺+NО₃^–Н₂SO₄= 2Н⁺+SО₄^2–

СuОНСl = CuOH⁺+Cl^– Ва(ОН)₂= Ва²⁺+2ОН^–

Слабые электролиты

· Почти все органические кислоты: CH₃COOH, H₂C₂O₄и др_..

· Некоторые неорганические кислоты: H₂CO₃, H₂S, HCN, H₂SiO₃, HNO₂,

H₂SO₃, H₃PO₄, HClO и др.

· Гидроксиды металлов основно

12 3 4 5 6 7 Следующая ⇒

ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования...

Что вызывает тренды на фондовых и товарных рынках Объяснение теории грузового поезда Первые 17 лет моих рыночных исследований сводились к попыткам вычислить, когда этот...

Система охраняемых территорий в США Изучение особо охраняемых природных территорий(ООПТ) США представляет особый интерес по многим причинам...

Что делает отдел по эксплуатации и сопровождению ИС? Отвечает за сохранность данных (расписания копирования, копирование и пр.)...

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: