Coefficient de stoechiométrie. Détermination des coefficients stoechiométriques dans les équations des réactions redox

Tous les rapports quantitatifs dans le calcul des processus chimiques sont basés sur la stoechiométrie des réactions. Il est plus pratique d'exprimer la quantité d'une substance dans de tels calculs en moles ou en unités dérivées (kmol, mmol, etc.). La taupe est l'une des unités de base du SI. Une mole de toute substance correspond à sa quantité, numériquement égale au poids moléculaire. Par conséquent, le poids moléculaire dans ce cas doit être considéré comme une valeur dimensionnelle avec des unités : g/mol, kg/kmol, kg/mol. Ainsi, par exemple, le poids moléculaire de l'azote est de 28 g/mol, 28 kg/kmol, mais 0,028 kg/mol.

La masse et les quantités molaires d'une substance sont liées par des relations connues

N A \u003d m A / M A; m UNE = N UNE M UNE,

où N A est la quantité de composant A, mol; m A est la masse de ce composant, kg;

M A - poids moléculaire du composant A, kg/mol.

Dans les processus continus, le flux de la substance A peut être exprimé par sa mol-

quantité par unité de temps

où W A est le flux molaire du composant A, mol/s ; τ - temps, s.

Pour une réaction simple qui se déroule de manière presque irréversible, généralement un stoechiomet

ric équation est écrite sous la forme

v UNE UNE + v B B = v R R + v S S.

Cependant, il est plus pratique d'écrire l'équation stœchiométrique sous la forme d'une équation algébrique

th, en supposant que les coefficients stoechiométriques des réactifs sont négatifs et que les produits de réaction sont positifs :

Alors pour chaque réaction simple on peut écrire les égalités suivantes :

L'indice "0" fait référence à la quantité initiale du composant.

Ces égalités permettent d'obtenir les équations de bilan matière suivantes pour le composant pour une réaction simple :

Exemple 7.1. La réaction d'hydrogénation du phénol en cyclohexanol se déroule selon l'équation

C 6 H 5 OH + ZN 2 \u003d C 6 H 11 OH, ou A + 3B \u003d R.

Calculer la quantité de produit formé si la quantité initiale de composant A était de 235 kg et la quantité finale était de 18,8 kg

Solution : Nous écrivons la réaction sous la forme

R - A - ZV \u003d 0.

Les masses moléculaires des composants sont : M A = 94 kg/kmol, M B = 2 kg/kmol et

M R = 100 kg/kmol. Alors les quantités molaires de phénol au début et à la fin de la réaction seront :

N A 0 \u003d 235/94 \u003d 2,5; N A 0 \u003d 18,8 / 94 \u003d 0,2; n \u003d (0,2 - 2,5) / (-1) \u003d 2,3.

La quantité de cyclohexanol formé sera égale à

N R \u003d 0 + 1 ∙ 2,3 \u003d 2,3 kmol ou m R \u003d 100 2,3 \u003d 230 kg.

La détermination de réactions stoechiométriquement indépendantes dans leur système dans les calculs matériels et thermiques des appareils à réaction est nécessaire pour exclure les réactions qui sont la somme ou la différence de certaines d'entre elles. Une telle évaluation peut être plus facilement réalisée en utilisant le critère de Gram.

Afin de ne pas effectuer de calculs inutiles, il convient d'évaluer si le système est stoechiométriquement dépendant. A ces fins il faut :

Transposer la matrice originale du système réactionnel ;

Multipliez la matrice originale par celle transposée ;

Calculez le déterminant de la matrice carrée résultante.

Si ce déterminant est égal à zéro, alors le système réactionnel est stoechiométriquement dépendant.

Exemple 7.2. Nous avons un système de réaction :

FeO + H 2 \u003d Fe + H 2 O;

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O;

FeO + Fe 2 O 3 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O.

Ce système est stoechiométriquement dépendant puisque la troisième réaction est la somme des deux autres. Faisons une matrice

Pour chaque substance dans la réaction, il existe les quantités suivantes de la substance :

Quantité initiale de la ième substance (quantité de substance avant le début de la réaction) ;

La quantité finale de la ième substance (la quantité de substance à la fin de la réaction);

La quantité de substance ayant réagi (pour les substances de départ) ou formée (pour les produits de réaction).

Étant donné que la quantité d'une substance ne peut pas être négative, pour les substances de départ

Depuis >.

Pour les produits de réaction >, donc, .

Rapports stoechiométriques - rapports entre les quantités, les masses ou les volumes (pour les gaz) de substances ou de produits de réaction en réaction, calculés sur la base de l'équation de réaction. Les calculs utilisant des équations de réaction sont basés sur la loi fondamentale de la stœchiométrie : le rapport des quantités de substances réagissantes ou formées (en moles) est égal au rapport des coefficients correspondants dans l'équation de réaction (coefficients stœchiométriques).

Pour la réaction aluminothermique décrite par l'équation :

3Fe 3 O 4 + 8Al = 4Al 2 O 3 + 9Fe,

les quantités de substances ayant réagi et de produits de réaction sont liées comme

Pour les calculs, il est plus pratique d'utiliser une autre formulation de cette loi: le rapport de la quantité d'une substance ayant réagi ou formée à la suite d'une réaction à son coefficient stoechiométrique est une constante pour une réaction donnée.

En général, pour une réaction de la forme

aA + bB = cC + dD,

où les petites lettres désignent des coefficients et les grandes lettres désignent des produits chimiques, les quantités de réactifs sont liées par :

Deux termes quelconques de ce rapport, liés par égalité, forment la proportion d'une réaction chimique : par exemple,

Si la masse de la substance formée ou ayant réagi de la réaction est connue pour la réaction, sa quantité peut être trouvée par la formule

puis, en utilisant la proportion de la réaction chimique, peut être trouvé pour les substances restantes de la réaction. Une substance, en masse ou en quantité, dont on trouve les masses, quantités ou volumes des autres participants à la réaction, est parfois appelée substance de référence.

Si les masses de plusieurs réactifs sont données, le calcul des masses des substances restantes est effectué en fonction de celle des substances qui manque, c'est-à-dire qui est complètement consommée dans la réaction. Les quantités de substances qui correspondent exactement à l'équation de réaction sans excès ni carence sont appelées quantités stoechiométriques.

Ainsi, dans les tâches liées aux calculs stoechiométriques, l'action principale consiste à trouver la substance de référence et à calculer sa quantité qui est entrée ou formée à la suite de la réaction.

Calcul de la quantité d'un solide individuel

où est la quantité de solide individuel A ;

Masse du solide individuel A, g ;

Masse molaire de la substance A, g/mol.

Calcul de la quantité de minéral naturel ou de mélange de solides

Soit la pyrite minérale naturelle dont le composant principal est FeS 2 . En plus de cela, la composition de la pyrite comprend des impuretés. Le contenu du composant principal ou des impuretés est indiqué en pourcentage en masse, par exemple, .

Si le contenu du composant principal est connu, alors

Si la teneur en impuretés est connue, alors

où est la quantité de substance individuelle FeS 2, mol ;

Masse du minéral pyrite, g.

De même, la quantité d'un composant dans un mélange de solides est calculée si sa teneur en fractions massiques est connue.

Calcul de la quantité de matière d'un liquide pur

Si la masse est connue, le calcul est similaire au calcul d'un solide individuel.

Si le volume du liquide est connu, alors

1. Trouver la masse de ce volume de liquide :

m f = V f s f,

où m W est la masse de liquide g ;

V W - volume de liquide, ml;

c w est la masse volumique du liquide, g/ml.

2. Trouvez le nombre de moles de liquide :

Cette technique convient à tout état agrégé de la matière.

Déterminer la quantité de substance H 2 O dans 200 ml d'eau.

Solution : si la température n'est pas spécifiée, la densité de l'eau est supposée être de 1 g/ml, alors :

Calculer la quantité d'un soluté dans une solution si sa concentration est connue

Si la fraction massique du soluté, la densité de la solution et son volume sont connus, alors

m r-ra \u003d V r-ra s r-ra,

où m p-ra est la masse de la solution, g ;

V p-ra - le volume de la solution, ml;

avec r-ra - la densité de la solution, g / ml.

où est la masse de la substance dissoute, g;

Fraction massique de la substance dissoute, exprimée en %.

Déterminer la quantité de substance acide nitrique dans 500 ml d'une solution acide à 10 % d'une densité de 1,0543 g/ml.

Déterminer la masse de la solution

m r-ra \u003d V r-ra s r-ra \u003d 500 1,0543 \u003d 527,150 g

Déterminer la masse de HNO 3 pur

Déterminer le nombre de moles de HNO 3

Si la concentration molaire du soluté et de la substance et le volume de la solution sont connus, alors

où est le volume de la solution, l;

Concentration molaire de la ième substance en solution, mol/l.

Calcul de la quantité d'une substance gazeuse individuelle

Si la masse d'une substance gazeuse est donnée, elle est calculée par la formule (1).

Si le volume mesuré dans des conditions normales est donné, alors selon la formule (2), si le volume d'une substance gazeuse est mesuré dans d'autres conditions, alors selon la formule (3), les formules sont données aux pages 6-7.

L'un des concepts chimiques les plus importants sur lesquels reposent les calculs stoechiométriques est quantité chimique d'une substance. La quantité d'une substance X est notée n(X). L'unité de mesure de la quantité d'une substance est Môle.

Une mole est la quantité d'une substance qui contient 6,02 10 23 molécules, atomes, ions ou autres unités structurelles qui composent la substance.

La masse d'une mole d'une substance X est appelée masse molaire M(X) de cette substance. Connaissant la masse m(X) d'une substance X et sa masse molaire, nous pouvons calculer la quantité de cette substance en utilisant la formule :

Le nombre 6.02 10 23 s'appelle Numéro d'Avogadro(N / A); sa dimension mol-1.

En multipliant le nombre d'Avogadro N a par la quantité de substance n(X), nous pouvons calculer le nombre d'unités structurelles, par exemple, les molécules N(X) d'une substance X :

N(X) = N une · n(X) .

Par analogie avec la notion de masse molaire, la notion de volume molaire a été introduite : volume molaire V m (X) d'une substance X est le volume d'une mole de cette substance. Connaissant le volume d'une substance V(X) et son volume molaire, on peut calculer la quantité chimique d'une substance :

En chimie, on a souvent affaire au volume molaire des gaz. Selon la loi d'Avogadro, des volumes égaux de tous les gaz pris à la même température et à la même pression contiennent le même nombre de molécules. Dans des conditions égales, 1 mole de n'importe quel gaz occupe le même volume. Dans des conditions normales (n.s.) - température 0 ° C et pression 1 atmosphère (101325 Pa) - ce volume est de 22,4 litres. Ainsi, au n.o. V m (gaz) = 22,4 l / mol. Il convient de souligner que la valeur de volume molaire de 22,4 l/mol est appliquée uniquement pour les gaz.

Connaître les masses molaires des substances et le nombre d'Avogadro vous permet d'exprimer la masse d'une molécule de n'importe quelle substance en grammes. Voici un exemple de calcul de la masse d'une molécule d'hydrogène.

1 mol d'hydrogène gazeux contient 6,02 10 23 molécules H 2 et a une masse de 2 g (car M (H 2) \u003d 2 g / mol). En conséquence,

6.02·10 23 molécules H 2 ont une masse de 2 g ;

1 molécule H 2 a une masse x g ; x \u003d 3,32 10 -24 g.

Le concept de "mole" est largement utilisé pour effectuer des calculs selon les équations de réactions chimiques, car les coefficients stoechiométriques de l'équation de réaction montrent dans quels rapports molaires les substances réagissent entre elles et se forment à la suite de la réaction.

Par exemple, l'équation de réaction 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O contient les informations suivantes : 4 mol d'ammoniac réagissent sans excès ni carence avec 3 mol d'oxygène, et 2 mol d'azote et 6 mol d'eau se forment.

Exemple 4.1 Calculer la masse du précipité formé lors de l'interaction de solutions contenant 70,2 g de dihydrogénophosphate de calcium et 68 g d'hydroxyde de calcium. Quelle substance restera en excès ? Quelle est sa masse ?

3 Ca(H 2 PO 4) 2 + 12 KOH ® Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 4 K 3 PO 4 + 12 H 2 O

On peut voir à partir de l'équation de réaction que 3 mol de Ca(H 2 PO 4) 2 réagissent avec 12 mol de KOH. Calculons les quantités de substances réactives, qui sont données en fonction de l'état du problème:

n (Ca (H 2 PO 4) 2) \u003d m (Ca (H 2 PO 4) 2) / M (Ca (H 2 PO 4) 2) \u003d 70,2 g : 234 g / mol \u003d 0,3 mol ;

n(KOH) = m(KOH) / M(KOH) = 68 g : 56 g/mol = 1,215 mol.

3 mol Ca(H 2 PO 4) 2 nécessite 12 mol KOH

0,3 mol Ca (H 2 PO 4) 2 nécessite x mol KOH

x \u003d 1,2 mol - autant de KOH sera nécessaire pour que la réaction se déroule sans excès ni carence. Et selon l'état du problème, il y a 1,215 mol de KOH. Par conséquent, KOH est en excès ; la quantité de KOH restant après la réaction :

n(KOH) \u003d 1,215 mol - 1,2 mol \u003d 0,015 mol;

sa masse est m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 mol × 56 g/mol = 0,84 g.

Le calcul du produit de réaction résultant (précipité Ca 3 (PO 4) 2) doit être effectué en fonction de la substance qui manque (dans ce cas, Ca (H 2 PO 4) 2), car cette substance réagira complètement. On peut voir à partir de l'équation de réaction que le nombre de moles de Ca 3 (PO 4) 2 résultant est 3 fois inférieur au nombre de moles de Ca (H 2 PO 4) 2 ayant réagi :

n (Ca 3 (PO 4 ) 2) = 0,3 mol : 3 = 0,1 mol.

Par conséquent, m (Ca 3 (PO 4) 2) \u003d n (Ca 3 (PO 4) 2) × M (Ca 3 (PO 4) 2) \u003d 0,1 mol × 310 g / mol \u003d 31 g.

Tâche numéro 5

a) Calculer les quantités chimiques des réactifs données dans le tableau 5 (les volumes de substances gazeuses sont donnés dans des conditions normales) ;

b) organiser les coefficients dans le schéma de réaction donné et, à l'aide de l'équation de réaction, déterminer laquelle des substances est en excès et laquelle est en pénurie;

c) trouver la quantité chimique du produit de réaction indiquée dans le tableau 5 ;

d) calculer la masse ou le volume (voir tableau 5) de ce produit de réaction.

Tableau 5 - Conditions de la tâche n° 5

numéro d'option	Substances réactives	Schéma de réaction	Calculer
	m(Fe) = 11,2g ; V (Cl 2) \u003d 5,376 l	Fe + Cl 2 ® FeCl 3	m(FeCl 3)
	m(Al) = 5,4 g ; m(H 2 SO 4) \u003d 39,2 g	Al + H 2 SO 4 ® Al 2 (SO 4) 3 + H 2	V(H2)
	V(CO) = 20 1 ; m(O 2) \u003d 20 g	CO+O2 ® CO2	V(CO2)
	m(AgNO 3 ) = 3,4 g ; m(Na 2 S) = 1,56 g	AgNO 3 +Na 2 S®Ag 2 S+NaNO 3	m(Ag 2 S)
	m(Na 2 CO 3 ) = 53 g ; m(HCl)=29,2 g	Na 2 CO 3 +HCl®NaCl+CO 2 +H 2 O	V(CO2)
	m (Al 2 (SO 4) 3) \u003d 34,2 g; m (BaCl 2) \u003d 52 g	Al 2 (SO 4) 3 + BaCl 2 ®AlCl 3 + BaSO 4	m(BaSO4)
	m(KI) = 3,32g ; V(Cl2) \u003d 448 ml	KI+Cl 2 ® KCl+I 2	m(I2)
	m(CaCl 2 ) = 22,2 g ; m(AgNO 3) \u003d 59,5 g	CaCl 2 + AgNO 3 ®AgCl + Ca (NO 3) 2	m(AgCl)
	m(H 2 ) = 0,48 g ; V (O 2) \u003d 2,8 l	H 2 + O 2 ® H 2 O	m(H2O)
	m (Ba(OH) 2) \u003d 3,42 g; V(HCl)=784ml	Ba(OH) 2 +HCl ® BaCl 2 +H 2 O	m(BaCl2)

Tableau 5 suite

numéro d'option	Substances réactives	Schéma de réaction	Calculer
	m(H 3 PO 4 ) = 9,8 g ; m(NaOH) = 12,2 g	H 3 PO 4 + NaOH ® Na 3 PO 4 + H 2 O	m(Na3PO4)
	m(H 2 SO 4 ) = 9,8 g ; m(KOH)=11,76 g	H 2 SO 4 +KOH ® K 2 SO 4 + H 2 O	m(K 2 SO 4)
	V(Cl 2 ) = 2,24 l ; m(KOH)=10,64 g	Cl 2 +KOH ® KClO + KCl + H 2 O	m(KClO)
	m ((NH 4) 2 SO 4) \u003d 66 g; m (KOH) \u003d 50 g	(NH 4) 2 SO 4 +KOH®K 2 SO 4 +NH 3 +H 2 O	V(NH3)
	m(NH 3 ) = 6,8 g ; V (O 2) \u003d 7,84 l	NH 3 + O 2 ® N 2 + H 2 O	V(N2)
	V(H 2 S) = 11,2 l ; m(O 2) \u003d 8,32 g	H 2 S+O 2 ® S+H 2 O	Mme)
	m(MnO 2 ) = 8,7 g ; m(HCl)=14,2 g	MnO 2 +HCl ® MnCl 2 +Cl 2 +H 2 O	V(Cl2)
	m(Al) = 5,4 g ; V (Cl 2) \u003d 6,048 l	Al+Cl 2 ® AlCl 3	m(AlCl 3)
	m(Al) = 10,8 g ; m(HCl)=36,5 g	Al+HCl ® AlCl 3 +H 2	V(H2)
	m(P) = 15,5 g ; V (O 2) \u003d 14,1 l	P+O 2 ® P 2 O 5	m(P 2 O 5)
	m (AgNO 3) \u003d 8,5 g m (K 2 CO 3) \u003d 4,14 g	AgNO 3 + K 2 CO 3 ®Ag 2 CO 3 + KNO 3	m(Ag 2 CO 3)
	m(K 2 CO 3 ) = 69g ; m(HNO 3) \u003d 50,4 g	K 2 CO 3 + HNO 3 ®KNO 3 + CO 2 + H 2 O	V(CO2)
	m(AlCl 3 ) = 2,67 g ; m(AgNO 3) \u003d 8,5 g	AlCl 3 + AgNO 3 ®AgCl + Al (NO 3) 3	m(AgCl)
	m(KBr) = 2,38g ; V(Cl2) \u003d 448 ml	KBr+Cl 2 ® KCl+Br 2	m(Br2)
	m(CaBr 2 ) = 40 g ; m(AgNO 3) \u003d 59,5 g	CaBr 2 + AgNO 3 ®AgBr + Ca (NO 3) 2	m(AgBr)
	m(H 2 ) = 1,44 g ; V (O 2) \u003d 8,4 l	H 2 + O 2 ® H 2 O	m(H2O)
	m (Ba (OH) 2) \u003d 6,84 g; V (HI) \u003d 1,568 l	Ba(OH) 2 +HI ® BaI 2 +H 2 O	m(BaI 2)
	m(H 3 PO 4 ) = 9,8 g ; m(KOH)=17,08 g	H 3 PO 4 +KOH ® K 3 PO 4 +H 2 O	m(K 3 PO 4)
	m(H 2 SO 4 ) = 49g ; m(NaOH) = 45g	H 2 SO 4 + NaOH ® Na 2 SO 4 + H 2 O	m(Na 2 SO 4)
	V(Cl 2 ) = 2,24 l ; m(KOH)=8.4g	Cl 2 +KOH ® KClO 3 +KCl + H 2 O	m(KClO3)
	m(NH 4 Cl) = 43 g ; m (Ca (OH) 2) \u003d 37 g	NH 4 Cl + Ca (OH) 2 ® CaCl 2 + NH 3 + H 2 O	V(NH3)
	V(NH3) \u003d 8,96 l; m(O 2) \u003d 14,4 g	NH 3 + O 2 ® NO + H 2 O	V(NON)
	V(H 2 S) = 17,92 l ; m(O2) \u003d 40g	H 2 S + O 2 ® SO 2 + H 2 O	V(SO2)
	m(MnO 2 ) = 8,7 g ; m(HBr) = 30,8 g	MnO 2 +HBr ® MnBr 2 +Br 2 +H 2 O	m(MnBr2)
	m(Ca) = 10 g ; m(H 2 O) = 8,1 g	Ca + H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2	V(H2)

CONCENTRATION DES SOLUTIONS

Dans le cadre du cours de chimie générale, les étudiants apprennent 2 façons d'exprimer la concentration des solutions - la fraction massique et la concentration molaire.

Fraction massique de la substance dissoute X est calculé comme le rapport de la masse de cette substance à la masse de la solution :

,

où ω(X) est la fraction massique de la substance dissoute X ;

m(X) est la masse de la substance dissoute X ;

m solution - la masse de la solution.

La fraction massique d'une substance calculée selon la formule ci-dessus est une quantité sans dimension exprimée en fractions d'unité (0< ω(X) < 1).

La fraction massique peut être exprimée non seulement en fractions d'unité, mais également en pourcentage. Dans ce cas, la formule de calcul ressemble à :

La fraction massique, exprimée en pourcentage, est souvent appelée pourcentage de concentration . Évidemment, le pourcentage de concentration du soluté est de 0%< ω(X) < 100%.

La concentration en pourcentage montre combien de parties de masse d'un soluté sont contenues dans 100 parties de masse d'une solution. Si vous choisissez les grammes comme unité de masse, cette définition peut également s'écrire comme suit : la concentration en pourcentage indique combien de grammes d'un soluté sont contenus dans 100 grammes de solution.

Il est clair que, par exemple, une solution à 30 % correspond à une fraction massique d'une substance dissoute égale à 0,3.

Une autre façon d'exprimer le contenu d'un soluté dans une solution est la concentration molaire (molarité).

La concentration molaire d'une substance, ou la molarité d'une solution, indique combien de moles d'un soluté sont contenues dans 1 litre (1 dm 3) d'une solution

où C(X) est la concentration molaire du soluté X (mol/l) ;

n(X) est la quantité chimique de substance dissoute X (mol);

Solution V - le volume de la solution (l).

Exemple 5.1 Calculez la concentration molaire de H 3 PO 4 dans la solution, si l'on sait que la fraction massique de H 3 PO 4 est de 60% et que la densité de la solution est de 1,43 g / ml.

Par définition du pourcentage de concentration

100 g de solution contiennent 60 g d'acide phosphorique.

n (H 3 PO 4) \u003d m (H 3 PO 4) : M (H 3 PO 4) \u003d 60 g : 98 g / mol \u003d 0,612 mol;

Solution V \u003d solution m: solution ρ \u003d 100 g: 1,43 g / cm 3 \u003d 69,93 cm 3 \u003d 0,0699 l;

C (H 3 PO 4) \u003d n (H 3 PO 4): solution V \u003d 0,612 mol: 0,0699 l \u003d 8,755 mol / l.

Exemple 5.2 Il s'agit d'une solution 0,5 M de H 2 SO 4 . Quelle est la fraction massique d'acide sulfurique dans cette solution ? Prendre la densité de la solution égale à 1 g/ml.

Par définition de la concentration molaire

1 litre de solution contient 0,5 mol H 2 SO 4

(L'entrée "solution 0,5 M" signifie que C (H 2 SO 4) \u003d 0,5 mol / l).

solution m = solution V × solution ρ = 1000 ml × 1 g/ml = 1000 g;

m (H 2 SO 4) \u003d n (H 2 SO 4) × M (H 2 SO 4) \u003d 0,5 mol × 98 g / mol \u003d 49 g;

ω (H 2 SO 4) \u003d m (H 2 SO 4) : m solution \u003d 49 g : 1000 g \u003d 0,049 (4,9%).

Exemple 5.3 Quels volumes d'eau et une solution à 96% de H 2 SO 4 avec une densité de 1,84 g / ml faut-il prendre pour préparer 2 litres d'une solution à 60% de H 2 SO 4 avec une densité de 1,5 g / ml.

Lors de la résolution de problèmes pour la préparation d'une solution diluée à partir d'une solution concentrée, il convient de tenir compte du fait que la solution initiale (concentrée), l'eau et la solution résultante (diluée) ont des densités différentes. Dans ce cas, il convient de garder à l'esprit que V de la solution d'origine + V d'eau ≠ V de la solution résultante,

car au cours du mélange d'une solution concentrée et d'eau, une modification (augmentation ou diminution) du volume de l'ensemble du système se produit.

La solution de tels problèmes doit commencer par découvrir les paramètres d'une solution diluée (c'est-à-dire la solution qui doit être préparée): sa masse, la masse de la substance dissoute, si nécessaire, et la quantité de substance dissoute.

M Solution à 60 % = V Solution à 60 % ∙ ρ Solution à 60 % = 2000 ml × 1,5 g/ml = 3000 g

m (H 2 SO 4) en solution à 60% \u003d m Solution à 60% w (H 2 SO 4) en solution à 60% \u003d 3000 g 0,6 \u003d 1800 g.

La masse d'acide sulfurique pur dans la solution préparée doit être égale à la masse d'acide sulfurique dans la portion de la solution à 96% qui doit être prélevée pour préparer la solution diluée. De cette façon,

m (H 2 SO 4) en solution à 60% \u003d m (H 2 SO 4) en solution à 96% \u003d 1800 g.

m solution à 96 % = m (H 2 SO 4 ) en solution à 96 % : w (H 2 SO 4 ) en solution à 96 % = 1800 g : 0,96 = 1875 g.

m (H 2 O) \u003d m solution à 40% - m solution à 96% \u003d 3000 g - 1875 g \u003d 1125 g.

V Solution à 96 % \u003d m Solution à 96 % : ρ Solution à 96 % \u003d 1875 g : 1,84 g/ml \u003d 1019 ml » 1,02 l.

V eau \u003d m eau : ρ eau \u003d 1125g : 1 g/ml \u003d 1125 ml \u003d 1,125 l.

Exemple 5.4 Mélanger 100 ml d'une solution 0,1 M de CuCl 2 et 150 ml d'une solution 0,2 M de Cu(NO 3) 2 Calculer la concentration molaire des ions Cu 2+, Cl - et NO 3 - dans la solution résultante.

Lors de la résolution d'un problème similaire de mélange de solutions diluées, il est important de comprendre que les solutions diluées ont approximativement la même densité, approximativement égale à la densité de l'eau. Lorsqu'ils sont mélangés, le volume total du système ne change pratiquement pas: V 1 d'une solution diluée + V 2 d'une solution diluée + ... "V de la solution résultante.

Dans la première solution :

n (CuCl 2) \u003d C (CuCl 2) V solution de CuCl 2 \u003d 0,1 mol / l × 0,1 l \u003d 0,01 mol;

CuCl 2 - électrolyte fort : CuCl 2 ® Cu 2+ + 2Cl - ;

Par conséquent, n (Cu 2+) \u003d n (CuCl 2) \u003d 0,01 mol; n(Cl -) \u003d 2 × 0,01 \u003d 0,02 mol.

Dans la seconde solution :

n (Cu (NO 3) 2) \u003d C (Cu (NO 3) 2) × V solution Cu (NO 3) 2 \u003d 0,2 mol / l × 0,15 l \u003d 0,03 mol;

Cu(NO 3) 2 - électrolyte fort : CuCl 2 ® Cu 2+ + 2NO 3 - ;

Par conséquent, n (Cu 2+) \u003d n (Cu (NO 3) 2) \u003d 0,03 mol; n (NO 3 -) \u003d 2 × 0,03 \u003d 0,06 mol.

Après avoir mélangé les solutions :

n(Cu2+)tot. = 0,01 mol + 0,03 mol = 0,04 mol;

V commun. » Vsolution CuCl 2 + Vsolution Cu(NO 3) 2 \u003d 0,1 l + 0,15 l \u003d 0,25 l;

C(Cu 2+) = n(Cu 2+) : Vtot. \u003d 0,04 mol : 0,25 l \u003d 0,16 mol/l ;

C(Cl -) = n(Cl -) : Vtot. \u003d 0,02 mol : 0,25 l \u003d 0,08 mol/l ;

C (NO 3 -) \u003d n (NO 3 -): V total. \u003d 0,06 mol : 0,25 l \u003d 0,24 mol/l.

Exemple 5.5 684 mg de sulfate d'aluminium et 1 ml d'une solution d'acide sulfurique à 9,8 % avec une densité de 1,1 g/ml ont été ajoutés au ballon. Le mélange résultant a été dissous dans de l'eau; Le volume de la solution a été complété à 500 ml avec de l'eau. Calculer les concentrations molaires des ions H + , Al 3+ SO 4 2– dans la solution résultante.

Calculer la quantité de substances dissoutes :

n (Al 2 (SO 4) 3) \u003d m (Al 2 (SO 4) 3) : M (Al 2 (SO 4) 3) \u003d 0,684 g : 342 g mol \u003d 0,002 mol;

Al 2 (SO 4) 3 - électrolyte fort : Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2– ;

Donc, n(Al 3+) = 2 x 0,002 mol = 0,004 mol ; n (SO 4 2–) \u003d 3 × 0,002 mol \u003d 0,006 mol.

m solution de H 2 SO 4 \u003d V solution de H 2 SO 4 × ρ solution de H 2 SO 4 \u003d 1 ml × 1,1 g / ml \u003d 1,1 g;

m (H 2 SO 4) \u003d m solution de H 2 SO 4 × w (H 2 SO 4) \u003d 1,1 g 0,098 \u003d 0,1078 g.

n (H 2 SO 4) \u003d m (H 2 SO 4) : M (H 2 SO 4) \u003d 0,1078 g : 98 g / mol \u003d 0,0011 mol;

H 2 SO 4 est un électrolyte fort : H 2 SO 4 ® 2H + + SO 4 2–.

Par conséquent, n (SO 4 2–) \u003d n (H 2 SO 4) \u003d 0,0011 mol; n(H +) \u003d 2 × 0,0011 \u003d 0,0022 mol.

Selon l'état du problème, le volume de la solution résultante est de 500 ml (0,5 l).

n(SO 4 2–)tot. \u003d 0,006 mol + 0,0011 mol \u003d 0,0071 mol.

C (Al 3+) \u003d n (Al 3+): solution V \u003d 0,004 mol: 0,5 l \u003d 0,008 mol / l;

C (H +) \u003d n (H +) : solution V \u003d 0,0022 mol : 0,5 l \u003d 0,0044 mol / l;

C (SO 4 2–) \u003d n (SO 4 2–) total. : Solution V \u003d 0,0071 mol : 0,5 l \u003d 0,0142 mol/l.

Exemple 5.6 Quelle masse de sulfate ferreux (FeSO 4 7H 2 O) et quel volume d'eau faut-il prendre pour préparer 3 litres d'une solution à 10% de sulfate de fer (II). Prendre la densité de la solution égale à 1,1 g/ml.

La masse de la solution à préparer est :

m solution = V solution ∙ ρ solution = 3000 ml ∙ 1,1 g/ml = 3300 g.

La masse de sulfate de fer (II) pur dans cette solution est :

m (FeSO 4) \u003d solution m × w (FeSO 4) \u003d 3300 g × 0,1 \u003d 330 g.

La même masse de FeSO 4 anhydre doit être contenue dans la quantité d'hydrate cristallin qu'il faut prélever pour préparer la solution. D'après une comparaison des masses molaires M (FeSO 4 7H 2 O) \u003d 278 g / mol et M (FeSO 4) \u003d 152 g / mol,

on obtient la proportion :

278 g de FeSO 4 7H 2 O contiennent 152 g de FeSO 4 ;

x g de FeSO 4 7H 2 O contient 330 g de FeSO 4 ;

x \u003d (278 330) : 152 \u003d 603,6 g.

m eau \u003d m solution - m sulfate ferreux \u003d 3300 g - 603,6 g \u003d 2696,4 g.

Parce que la densité de l'eau est de 1 g/ml, alors le volume d'eau qu'il faut prélever pour préparer la solution est de : V eau \u003d m eau : ρ eau \u003d 2696,4 g : 1 g/ml \u003d 2696,4 ml.

Exemple 5.7 Quelle masse de sel de Glauber (Na 2 SO 4 10H 2 O) faut-il dissoudre dans 500 ml de solution de sulfate de sodium à 10 % (densité de la solution 1,1 g/ml) pour obtenir une solution de Na 2 SO 4 à 15 % ?

Soit x grammes de sel de Glauber Na 2 SO 4 10H 2 O. Alors la masse de la solution résultante est :

m solution à 15 % = m solution originale (10 %) + m sel de Glauber = 550 + x (g) ;

m solution initiale (10 %) = V solution à 10 % × ρ solution à 10 % = 500 ml × 1,1 g/ml = 550 g ;

m (Na 2 SO 4) dans la solution d'origine (10%) \u003d m solution à 10% a w (Na 2 SO 4) \u003d 550 g 0,1 \u003d 55 g.

Exprimer par x la masse de Na 2 SO 4 pur contenue dans x grammes de Na 2 SO 4 10H 2 O.

M (Na 2 SO 4 10H 2 O) \u003d 322 g / mol; M (Na 2 SO 4) \u003d 142 g / mol; En conséquence:

322 g de Na 2 SO 4 10H 2 O contiennent 142 g de Na 2 SO 4 anhydre ;

x g de Na 2 SO 4 10H 2 O contient m g de Na 2 SO 4 anhydre.

m(Na 2 SO 4) \u003d 142 x : 322 \u003d 0,441 x x.

La masse totale de sulfate de sodium dans la solution résultante sera égale à :

m (Na 2 SO 4) en solution à 15 % = 55 + 0,441 × x (g).

Dans la solution résultante : = 0,15

, d'où x = 94,5 g.

Tâche numéro 6

Tableau 6 - Conditions de la tâche n° 6

numéro d'option	Texte conditionnel
	5 g de Na 2 SO 4 x 10H 2 O ont été dissous dans de l'eau et le volume de la solution résultante a été porté à 500 ml avec de l'eau. Calculer la fraction massique de Na 2 SO 4 dans cette solution (ρ = 1 g/ml) et les concentrations molaires des ions Na + et SO 4 2–.
	Solutions mixtes : 100 ml de Cr 2 (SO 4 ) 3 0,05 M et 100 ml de Na 2 SO 4 0,02 M. Calculer les concentrations molaires des ions Cr 3+ , Na + et SO 4 2– dans la solution résultante.
	Quels volumes d'eau et d'une solution à 98 % (densité 1,84 g/ml) d'acide sulfurique faut-il prendre pour préparer 2 litres d'une solution à 30 % avec une densité de 1,2 g/ml ?
	50 g de Na 2 CO 3 × 10H 2 O ont été dissous dans 400 ml d'eau Quelles sont les concentrations molaires des ions Na + et CO 3 2– et la fraction massique de Na 2 CO 3 dans la solution résultante (ρ = 1,1 g/ml) ?
	Solutions mixtes : 150 ml de Al 2 (SO 4 ) 3 0,05 M et 100 ml de NiSO 4 0,01 M. Calculer les concentrations molaires des ions Al 3+ , Ni 2+ , SO 4 2- dans la solution résultante.
	Quels volumes d'eau et d'une solution à 60 % (densité 1,4 g/ml) d'acide nitrique seront nécessaires pour préparer 500 ml d'une solution 4 M (densité 1,1 g/ml) ?
	Quelle masse de sulfate de cuivre (CuSO 4 × 5H 2 O) faut-il pour préparer 500 ml d'une solution à 5 % de sulfate de cuivre d'une densité de 1,05 g/ml ?
	1 ml d'une solution à 36 % (ρ = 1,2 g/ml) de HCl et 10 ml d'une solution 0,5 M de ZnCl 2 ont été ajoutés au ballon. Le volume de la solution résultante a été porté à 50 ml avec de l'eau. Quelles sont les concentrations molaires des ions H + , Zn 2+ , Cl - dans la solution résultante ?
	Quelle est la fraction massique de Cr 2 (SO 4) 3 dans une solution (ρ » 1 g/ml), si l'on sait que la concentration molaire en ions sulfate dans cette solution est de 0,06 mol/l ?
	Quels volumes d'eau et de solution 10 M (ρ=1,45 g/ml) d'hydroxyde de sodium seront nécessaires pour préparer 2 litres de solution de NaOH à 10% (ρ= 1,1 g/ml) ?
	Combien de grammes de sulfate ferreux FeSO 4 × 7H 2 O peut-on obtenir en évaporant l'eau de 10 litres d'une solution de sulfate de fer (II) à 10 % (densité de la solution 1,2 g/ml) ?
	Solutions mixtes : 100 ml de 0,1 M Cr 2 (SO 4 ) 3 et 50 ml de 0,2 M CuSO 4 . Calculer les concentrations molaires des ions Cr 3+ , Cu 2+ , SO 4 2- dans la solution résultante.

Tableau 6 suite

numéro d'option	Texte conditionnel
	Quels volumes d'eau et d'une solution à 40 % d'acide phosphorique de densité 1,35 g/ml seront nécessaires pour préparer 1 m 3 d'une solution à 5 % de H 3 PO 4 dont la densité est de 1,05 g/ml ?
	16,1 g de Na 2 SO 4 x 10H 2 O ont été dissous dans de l'eau et le volume de la solution résultante a été porté à 250 ml avec de l'eau. Calculer la fraction massique et la concentration molaire de Na 2 SO 4 dans la solution résultante (supposons que la densité de la solution est de 1 g/ml).
	Solutions mixtes : 150 ml de Fe 2 (SO 4 ) 3 0,05 M et 100 ml de MgSO 4 0,1 M. Calculer les concentrations molaires des ions Fe 3+ , Mg 2+ , SO 4 2– dans la solution résultante.
	Quels volumes d'eau et d'acide chlorhydrique à 36 % (densité 1,2 g/ml) sont nécessaires pour préparer 500 ml d'une solution à 10 % de densité 1,05 g/ml ?
	20 g de Al 2 (SO 4) 3 × 18H 2 O ont été dissous dans 200 ml d'eau Quelle est la fraction massique du soluté dans la solution résultante, dont la densité est de 1,1 g / ml? Calculer les concentrations molaires des ions Al 3+ et SO 4 2– dans cette solution.
	Solutions mixtes : 100 ml de Al 2 (SO 4 ) 3 0,05 M et 150 ml de Fe 2 (SO 4 ) 3 0,01 M. Calculer les concentrations molaires des ions Fe 3+ , Al 3+ et SO 4 2– dans la solution résultante.
	Quels volumes d'eau et de solution d'acide acétique à 80 % (densité 1,07 g/ml) seront nécessaires pour préparer 0,5 l de vinaigre de table, dans lequel la fraction massique d'acide est de 7 % ? Prendre la densité du vinaigre de table égale à 1 g/ml.
	Quelle masse de sulfate ferreux (FeSO 4 × 7H 2 O) faut-il pour préparer 100 ml d'une solution à 3 % de sulfate ferreux ? La densité de la solution est de 1 g/ml.
	2 ml d'une solution de HCl à 36 % (densité 1,2 g/cm 3 ) et 20 ml d'une solution de CuCl 2 0,3 M ont été ajoutés au ballon. Le volume de la solution résultante a été porté à 200 ml avec de l'eau. Calculer les concentrations molaires des ions H + , Cu 2+ et Cl - dans la solution résultante.
	Quelle est la concentration en pourcentage d'Al 2 (SO 4) 3 dans une solution dans laquelle la concentration molaire en ions sulfate est de 0,6 mol / l. La densité de la solution est de 1,05 g/ml.
	Quels volumes d'eau et de solution de KOH 10 M (densité de la solution 1,4 g/ml) seront nécessaires pour préparer 500 ml de solution de KOH à 10 % avec une densité de 1,1 g/ml ?
	Combien de grammes de sulfate de cuivre CuSO 4 × 5H 2 O peut-on obtenir en évaporant l'eau de 15 litres de solution de sulfate de cuivre à 8 %, dont la densité est de 1,1 g/ml ?
	Solutions mixtes : 200 ml de Fe 2 (SO 4 ) 3 0,025 M et 50 ml de FeCl 3 0,05 M. Calculer la concentration molaire des ions Fe 3+ , Cl - , SO 4 2- dans la solution résultante.
	Quels volumes d'eau et d'une solution à 70 % de H 3 PO 4 (densité 1,6 g/ml) seront nécessaires pour préparer 0,25 m 3 d'une solution à 10 % de H 3 PO 4 (densité 1,1 g/ml) ?
	6 g d'Al 2 (SO 4) 3 × 18H 2 O ont été dissous dans 100 ml d'eau Calculer la fraction massique d'Al 2 (SO 4) 3 et les concentrations molaires d'ions Al 3+ et SO 4 2– dans le solution résultante dont la densité est de 1 g/ml
	Solutions mixtes : 50 ml de 0,1 M Cr 2 (SO 4 ) 3 et 200 ml de 0,02 M Cr(NO 3 ) 3 . Calculer les concentrations molaires des ions Cr 3+ , NO 3 - , SO 4 2- dans la solution résultante.
	Quels volumes d'une solution à 50 % d'acide perchlorique (densité 1,4 g/ml) et d'eau sont nécessaires pour préparer 1 litre d'une solution à 8 % avec une densité de 1,05 g/ml ?
	Combien de grammes de sel de Glauber Na 2 SO 4 × 10H 2 O faut-il dissoudre dans 200 ml d'eau pour obtenir une solution de sulfate de sodium à 5 % ?
	1 ml d'une solution à 80 % de H 2 SO 4 (densité de la solution 1,7 g/ml) et 5000 mg de Cr 2 (SO 4 ) 3 ont été ajoutés au ballon. Le mélange a été dissous dans de l'eau; le volume de la solution a été porté à 250 ml. Calculer les concentrations molaires des ions H + , Cr 3+ et SO 4 2– dans la solution résultante.

Tableau 6 suite

ÉQUILIBRE CHIMIQUE

Toutes les réactions chimiques peuvent être divisées en 2 groupes : les réactions irréversibles, c'est-à-dire les réactions se produisant jusqu'à la consommation complète d'au moins une des substances réactives, et les réactions réversibles dans lesquelles aucune des substances réactives n'est complètement consommée. Cela est dû au fait qu'une réaction réversible peut se dérouler à la fois dans le sens direct et inverse. Un exemple classique de réaction réversible est la synthèse d'ammoniac à partir d'azote et d'hydrogène :

N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.

Au début de la réaction, les concentrations des substances initiales dans le système sont maximales ; à ce moment, la vitesse de la réaction directe est également maximale. Au début de la réaction, il n'y a toujours pas de produits de réaction dans le système (dans cet exemple, l'ammoniac), par conséquent, la vitesse de la réaction inverse est nulle. Au fur et à mesure que les réactifs interagissent les uns avec les autres, leurs concentrations diminuent, par conséquent, la vitesse de la réaction directe diminue également. La concentration du produit de réaction augmente progressivement, par conséquent, la vitesse de la réaction inverse augmente également. Après un certain temps, la vitesse de la réaction directe devient égale à la vitesse de la réaction inverse. Cet état du système est appelé état d'équilibre chimique. Les concentrations de substances dans un système qui est dans un état d'équilibre chimique sont appelées concentrations d'équilibre. La caractéristique quantitative d'un système en état d'équilibre chimique est constante d'équilibre.

Pour toute réaction réversible a A + b B+ ... ⇆ p P + q Q + …, l'expression de la constante d'équilibre chimique (K) s'écrit sous la forme d'une fraction, au numérateur de laquelle se trouvent les concentrations à l'équilibre des produits de la réaction , et au dénominateur sont les concentrations d'équilibre des substances de départ, de plus, la concentration de chaque substance doit être élevée à une puissance égale au coefficient stoechiométrique dans l'équation de réaction.

Par exemple, pour la réaction N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.

Il faut garder à l'esprit que l'expression de la constante d'équilibre comprend les concentrations à l'équilibre des seules substances gazeuses ou des substances qui sont à l'état dissous . La concentration d'un solide est supposée constante et n'est pas écrite dans l'expression de la constante d'équilibre.

CO 2 (gaz) + C (solide) ⇆ 2CO (gaz)

CH 3 COOH (solution) ⇆ CH 3 COO - (solution) + H + (solution)

Ba 3 (PO 4) 2 (solide) ⇆ 3 Ba 2+ (solution saturée) + 2 PO 4 3– (solution saturée) K \u003d C 3 (Ba 2+) C 2 (PO 4 3–)

Il existe deux types de problèmes les plus importants associés au calcul des paramètres d'un système d'équilibre :

1) les concentrations initiales des substances de départ sont connues ; à partir de l'état du problème, on peut trouver les concentrations de substances qui ont réagi (ou formé) au moment où l'équilibre est atteint; dans le problème, il est nécessaire de calculer les concentrations d'équilibre de toutes les substances et la valeur numérique de la constante d'équilibre;

2) les concentrations initiales des substances initiales et la constante d'équilibre sont connues. La condition ne contient pas de données sur les concentrations de substances ayant réagi ou formées. Il est nécessaire de calculer les concentrations d'équilibre de tous les participants à la réaction.

Pour résoudre de tels problèmes, il est nécessaire de comprendre que la concentration à l'équilibre de tout initiale les substances peuvent être trouvées en soustrayant la concentration de la substance ayant réagi de la concentration initiale :

C équilibre \u003d C initial - C de la substance ayant réagi.

Concentration d'équilibre produit de réaction est égal à la concentration du produit formé au moment de l'équilibre :

C équilibre \u003d C du produit résultant.

Ainsi, afin de calculer les paramètres d'un système d'équilibre, il est très important de pouvoir déterminer quelle quantité de la substance initiale a réagi au moment où l'équilibre a été atteint et quelle quantité de produit de réaction s'est formée. Pour déterminer la quantité (ou la concentration) des substances ayant réagi et formées, des calculs stoechiométriques sont effectués selon l'équation de réaction.

Exemple 6.1 Les concentrations initiales d'azote et d'hydrogène dans le système d'équilibre N 2 + 3H 2 ⇆ 2 NH 3 sont respectivement de 3 mol/l et 4 mol/l. Au moment où l'équilibre chimique a été atteint, 70% de l'hydrogène de sa quantité initiale est resté dans le système. Déterminer la constante d'équilibre de cette réaction.

Il résulte des conditions du problème qu'au moment où l'équilibre a été atteint, 30% d'hydrogène avaient réagi (type problème 1):

4 mol/l H2 - 100%

x mol / lH2 - 30%

x \u003d 1,2 mol / l \u003d C proréag. (H2)

Comme le montre l'équation de réaction, l'azote aurait dû réagir 3 fois moins que l'hydrogène, c'est-à-dire Avec proreact. (N 2) \u003d 1,2 mol/l : 3 \u003d 0,4 mol/l. L'ammoniac se forme 2 fois plus que l'azote réagit :

A partir d'images. (NH 3) \u003d 2 × 0,4 mol / l \u003d 0,8 mol / l

Les concentrations d'équilibre de tous les participants à la réaction seront les suivantes :

Égal (H 2) \u003d C initial. (H 2 ) - C proréagit. (H 2) \u003d 4 mol/l - 1,2 mol/l \u003d 2,8 mol/l;

Égal (N 2) \u003d C mendier. (N 2) – C proréagir. (N 2) \u003d 3 mol/l - 0,4 mol/l \u003d 2,6 mol/l;

Égal (NH3) = images C. (NH3) \u003d 0,8 mol/l.

Constante d'équilibre = .

Exemple 6.2 Calculer les concentrations d'équilibre d'hydrogène, d'iode et d'iode d'hydrogène dans le système H 2 + I 2 ⇆ 2 HI, si l'on sait que les concentrations initiales de H 2 et I 2 sont respectivement de 5 mol/l et 3 mol/l, et la constante d'équilibre vaut 1.

Il convient de noter que dans la condition de ce problème (tâche de type 2), la condition ne dit rien sur les concentrations des substances initiales ayant réagi et des produits formés. Par conséquent, lors de la résolution de tels problèmes, la concentration de certaines substances ayant réagi est généralement prise comme x.

Soit x mol/l H 2 ayant réagi au moment où l'équilibre est atteint. Ensuite, comme il ressort de l'équation de réaction, x mol/l I 2 doit réagir et 2x mol/l HI doit être formé. Les concentrations d'équilibre de tous les participants à la réaction seront les suivantes :

Égal (H 2) \u003d C mendier. (H 2 ) - C proréagit. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l;

Égal (I 2) = C mendier. (I 2) – C proréagir. (I 2) \u003d (3 - x) mol / l;

Égal (HI) = images C. (HI) = 2x mol/l.

4x2 = 15 - 8x + x2

3x2 + 8x - 15 = 0

× 1 = -3,94 × 2 = 1,27

Seule la racine positive x = 1,27 a une signification physique.

Donc, C égal. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l \u003d 5 - 1,27 \u003d 3,73 mol / l;

Égal (I 2) \u003d (3 - x) mol / l \u003d 3 - 1,27 \u003d 1,73 mol / l;

Égal (HI) \u003d 2x mol / l \u003d 2 1,27 \u003d 2,54 mol / l.

Tâche numéro 7

Tableau 7 - Conditions de la tâche n° 7

Tableau 7 suite

Lors de la compilation des équations des réactions redox, les deux règles importantes suivantes doivent être respectées :

Règle 1 : Dans toute équation ionique, la conservation de la charge doit être respectée. Cela signifie que la somme de toutes les charges du côté gauche de l'équation (« gauche ») doit correspondre à la somme de toutes les charges du côté droit de l'équation (« droite »). Cette règle s'applique à toute équation ionique, aussi bien pour les réactions complètes que pour les demi-réactions.

Charge de gauche à droite

Règle 2 : Le nombre d'électrons perdus dans la demi-réaction d'oxydation doit être égal au nombre d'électrons gagnés dans la demi-réaction de réduction. Par exemple, dans le premier exemple donné au début de cette section (la réaction entre le fer et les ions cuivreux hydratés), le nombre d'électrons perdus dans la demi-réaction oxydative est de deux :

Par conséquent, le nombre d'électrons acquis dans la demi-réaction de réduction doit également être égal à deux :

La procédure suivante peut être utilisée pour dériver l'équation redox complète à partir des équations des deux demi-réactions :

1. Les équations de chacune des deux demi-réactions sont équilibrées séparément, et pour remplir la règle 1 ci-dessus, le nombre correspondant d'électrons est ajouté au côté gauche ou droit de chaque équation.

2. Les équations des deux demi-réactions sont équilibrées l'une par rapport à l'autre de sorte que le nombre d'électrons perdus dans une réaction devient égal au nombre d'électrons gagnés dans l'autre demi-réaction, comme l'exige la règle 2.

3. Les équations des deux demi-réactions sont additionnées pour obtenir l'équation complète de la réaction redox. Par exemple, en additionnant les équations des deux demi-réactions ci-dessus et en supprimant des côtés gauche et droit de l'équation résultante

nombre égal d'électrons, on trouve

Équilibrons les équations des demi-réactions données ci-dessous et composons une équation pour la réaction redox de l'oxydation d'une solution aqueuse de tout sel ferreux en un sel ferrique à l'aide d'une solution de potassium acide.

Étape 1. Tout d'abord, nous équilibrons l'équation de chacune des deux demi-réactions séparément. Pour l'équation (5) nous avons

Pour équilibrer les deux côtés de cette équation, vous devez ajouter cinq électrons à son côté gauche ou soustraire le même nombre d'électrons du côté droit. Après on obtient

Cela nous permet d'écrire l'équation équilibrée suivante :

Comme les électrons devaient être ajoutés au côté gauche de l'équation, elle décrit une demi-réaction de réduction.

Pour l'équation (6), on peut écrire

Pour équilibrer cette équation, vous pouvez ajouter un électron à son côté droit. Puis